Información general y Seminarios (pdf)

Química I. Segundo cuatrimestre de 2009. Comisión E
Docente a cargo: María Silvina Fornasari
http://www.materias.unq.edu.ar
Régimen del curso
El curso consiste de clases teóricas y de seminario no obligatorias y laboratorios obligatorios.
Para aprobar el curso es necesario:
-
Aprobar las evaluaciones parciales de cada uno de los temas del programa
y la evaluación de laboratorio con un mínimo de 6 puntos y un promedio mínimo de 7 puntos, o,
-
aprobar las evaluaciones parciales de cada uno de los temas del programa
con un puntaje de 4 o más puntos, evaluación de laboratorio y un examen
integrador (también con 4 o más puntos). Este examen integrador se rinde
al final del cuatrimestre en una única fecha. De no aprobar o no poder presentarse a este examen integrador podrán presentarse a una nueva instancia de evaluación que tendrá lugar dentro del cuatrimestre inmediatamente
posterior al del curso y en fecha a determinar por las autoridades de la Universidad.
Se dispondrá de dos fechas para rendir cada uno de los temas del programa tal
como se muestra en el cronograma. Al final del cuatrimestre existen dos fechas
de recuperación con los temas distribuidos según se muestra en el cronograma. Todos los temas del programa están incluidos en las evaluaciones parciales y en el examen integrador.
1
Química I
Contenidos mínimos
Teoría atómica y molecular de la materia. Propiedades generales de los elementos. Metales y no metales.
Uniones químicas. Estados de agregación de la materia. Leyes de los gases. Soluciones. Estequiometría.
Conceptos básicos de equilibrio químico, cinética y termoquímica.
Programa
Medidas y Unidades
El sistema métrico. Prefijos para las unidades. Unidades derivadas. Conversión de unidades. Análisis
dimensional.
Incertidumbre en las mediciones. Exactitud y precisión. Notación científica. Cifras significativas.
Átomos
Teoría atómica de la materia. Estructura atómica: partículas subatómicas; masa, tamaño y carga. Número
atómico y másico.
Estructura electrónica de los átomos. Espectros atómicos y niveles de energía. El modelo de Bohr para el
átomo de hidrógeno. Limitaciones del modelo atómico de Bohr. El principio de incertidumbre. Orbitales
atómicos. Número cuánticos. Átomos polielectrónicos. El principio de exclusión de Pauli. Configuración
electrónica de átomos e iones.
Propiedades periódicas de los elementos
Tabla periódica. Estructura electrónica y tabla periódica. Iones. Energía de ionización. Afinidad electrónica.
Radios atómicos e iónicos. Carácter metálico y no-metálico. Predicción de propiedades periódicas.
Metales y compuestos iónicos
Enlace metálico. Teoría de bandas. Conductores metálicos, semiconductores y superconductores. Aleaciones
intersticiales y de sustitución. Propiedades de los metales.
Enlace iónico. Fuerzas coulómbicas. Energía de red. Propiedades de los compuestos iónicos.
Moléculas
Enlace covalente. Electronegatividad y polaridad de los enlaces. Longitud y fuerza de los enlaces.
Estructuras de Lewis. La regla del octeto. Excepciones a la regla del octeto. Resonancia. Enlaces múltiples y
pares electrónicos libres.
Cargas parciales. Números de oxidación. Estructura molecular. Polaridad de las moléculas.
Interacciones no covalentes
Interacciones entre moléculas. Atracciones dipolo-dipolo, dipolo-dipolo inducido. Fuerzas de London. Puentes
de hidrógeno. Repulsión entre moléculas: radio de van der Waals. Magnitud de las diferentes fuerzas de
interacción entre moléculas.
2
Nomenclatura
Oxidos, ácidos y bases. Sales. Nombre de los iones. Nombre de compuestos covalentes simples.
Cantidades en química
Masa de un átomo, masa de una molécula. Masas relativas, la unidad de masa atómica. Número de Avogadro
y mol. Conversión entre número de átomos y moles. La masa molar. Relación entre masas molares y fórmulas
empíricas, mínimas y moleculares.
Gases
Propiedades a nivel macroscópico y microsópico. Presión, unidades. Leyes fenomenológicas: ley de Boyle, ley
de Gay-Lussac y principio de Avogadro. El gas ideal y la ecuación general de los gases ideales. Mezclas de
gases, ley de Dalton. Teoría cinética molecular. Difusión y efusión. Gases reales. Ecuación de van der Waals.
Líquidos y sólidos
Propiedades de los líquidos, nivel macroscópico y microscópico. Viscosidad y tensión superficial.
Sólidos amorfos y cristalinos. Clasificación de los sólidos cristalinos de acuerdo a la naturaleza de sus
enlaces: metálicos, iónicos, de redes y moleculares. Ejemplos y propiedades.
Transformaciones físicas
Definición.
Cambios de fase. Presión de vapor. Diagrama de fases para sistemas de un componente.
Disoluciones. Descripción macroscópica y microscópica. Interacciones involucradas. Solubilidad.
Composición de las soluciones
Unidades de concentración: % p/p, % p/v, % v/v, ppm, molaridad, molalidad, fracción molar. Conversión entre
unidades de concentración. Dilución.
Transformaciones químicas
Definición. Descripción macroscópica y microscópica.
Representación mediante ecuaciones.
Balanceo de ecuaciones. Estequiometría. Rendimiento de reacción. Reactivo limitante. Cálculos incluyendo
gases y soluciones.
Reacciones ácido-base. Reacciones con transferencia de electrones. Peso equivalente y normalidad.
Termoquímica
Sistema y entorno. Propiedades intensivas y extensivas. Definiciones de energía interna, calor y trabajo.
Unidades.
Primer principio de la termodinámica. Entalpía. Cambios de entalpía en transformaciones físicas y químicas.
Cinética química
Transformación de los reactivos en el tiempo. Definición de la velocidad de reacción. Gráficos de
concentración versus tiempo. Determinación gráfica de la velocidad instantánea.
3
Ley de velocidad. Orden de reacción. Reacciones elementales y complejas. Efecto de la temperatura en la
velocidad de reacción. Catalizadores.
Equilibrio
Estado de equilibrio de un sistema. Equilibrio térmico, mecánico y material. Descripción macroscópica y
microscópica.
Equilibrio químico. La constante de equilibrio: Kc, Kp y K. Relación con la cinética de la reacción.
Equilibrios heterogéneos.
Influencia del agregado o remoción de reactivos o productos sobre el sistema en equilibrio. Efecto de la
temperatura.
Bibliografía
•
•
•
•
•
•
Brown, T., LeMay, H., Bursten, B., Química, la ciencia central.
Atkins, P., Química general.
Reboirás, Química, la ciencia básica.
Chang, R., Química.
Pauling, L., Química.
Mahan, B., Química, curso universitario.
4
Química I. Segundo cuatrimestre 2009.
Comisión E
Martes 15 a 17 horas
Jueves 14 a 17 horas
Cronograma
Fecha
27 de agosto
1 de septiembre
3
8
10
15
17
22
24
29
1 de octubre
6
8
13
15
20
22
27
5 de noviembre
Tema
Clase de introducción
2. Átomos
Átomos
3. Propiedades periódicas
Propiedades periódicas
4. Compuestos iónicos y metales
Compuestos iónicos y metales
5. Moléculas
Moléculas
Moléculas
6. Fuerzas intermoleculares
8. Cantidades en química
Cantidades en química
9. Gases
Gases
10. Líquidos y sólidos
11. Transformaciones físicas
Transformaciones físicas
Parcial Temas 2 al 11 inclusive y
Nomenclatura
5
Fecha
29 de octubre
3 de noviembre
10
12
17
19
24
26
1 de diciembre
3
10
15
17 de diciembre
22
29
29
Tema
12. Composición de las soluciones
Composición de las soluciones
Composición de las soluciones
13. Transformaciones químicas
Transformaciones químicas
Transformaciones químicas
(ácido base y rédox)
14. Termoquímica
Termoquímica
15. Cinética química
Cinética química
16. Equilibrio químico
Equilibrio químico
Parcial temas 12 al 16 inclusive, laboratorio y
nomenclatura
Recuperación Temas 2 al 11 inclusive
Recuperación Temas 12 al 16 inclusive,
laboratorio y nomenclatura.
Evaluación de integración
6
1 Medidas y Unidades
Conceptos importantes
El sistema métrico. Prefijos para las unidades. Unidades derivadas. Conversión de unidades. Análisis
dimensional.
Incertidumbre en las mediciones. Exactitud y precisión. Notación científica. Cifras significativas.
Ejercicios
1)
¿Cuáles son las unidades en los sistemas CGS y SI (MKS) para las siguientes magnitudes? a)
Fuerza; b) Área; c) Volumen; d) Presión; e) Densidad; f) Peso; g) Trabajo y energía.
2)
Utilice el prefijo adecuado para sustituir la potencia decimal en cada uno de los siguientes valores:
a) 3,4 10-12 m; b) 4,8 10-3 ml; c) 7,23 103 g; d) 2,35 10-6 m3; e) 4,8 10-9 s; f) 3,45 10-3 mol; g) 9,1 1010 m.
3)
Convierta cada uno de los siguientes valores en su unidad SI: a) 1,2 kg/dl; b) 39,7 pm; c) 10,07
μs; d) 83,645 mg; e) 150 km; f) 320 mmol.
4)
Realice las siguientes conversiones: a) 32,2 mm a μm; b) 49,7 g/ml a Kg/dl; c) 32,4 10-12 m a pm;
d) 4,5 108 pm3 a m3.
5)
Realice las siguientes conversiones: a) 25,4 K a °C; b) -40 °C a K.
6)
Complete la siguiente tabla:
Notación decimal
Notación científica
Número de cifras significativas
0,751
0,00751
0,07051
0,750100
7501
7500
7500,00
7)
Indique el número de cifras significativas en cada una de las siguientes medidas: a) 3,141 cm; b)
-120°C; c) 0,002004 l; d) 3490400 ps; e) 6,000 10-3 km
8)
Redondee cada uno de los siguientes números a tres cifras significativas: a) 12345670; b)
2,35500; c) 456500; d) 3,218 103; e) 0,0006557030.
9)
Realice las siguientes operaciones y exprese el resultado con el número correcto de cifras
significativas:
a) 341,55 – 6104/22,3=
b) 1,23056 + 67,809=
c) 890,05 x 12,3=
10) ¿Qué longitud está indicada por la flecha?
7
11) Con la ayuda de una regla determine el diámetro del siguiente círculo con 2 cifras significativas:
Con la medida obtenida calcule el radio (radio = diámetro/2) y exprese el
resultado con el número correcto de cifras significativas.
12) La masa de una muestra de un metal fue determinada por triplicado por
dos personas distintas. Los resultados para la primera persona fueron:
7,84 g, 7,85 g y 7,83 g. Para la segunda: 7,83 g, 7,92 g y 7,93 g. ¿Qué
conjunto de medidas es más preciso? ¿Qué información adicional se
requiere para poder evaluar la exactitud de las mediciones?
Bibliografía:
• Chang, R.: Química.
• Martínez, J.M., Igea, A. E. y Scian, A. N.: Nociones elementales de Química Universitaria, edición por
los autores (1985).
8
2 Átomos
Conceptos importantes
• Átomos e iones
• Constituyentes del átomo: protones, neutrones y electrones.
• Fotones. Energía de un fotón.
• Espectros de absorción y emisión de los átomos.
• Número atómico, número másico. Isótopos.
• Principio de incertidumbre
• Números cuánticos
• Configuración electrónica
Preguntas
1) ¿Es posible que dos átomos de un mismo elemento tengan diferente número de protones? Justifique.
2) ¿Es posible que dos átomos de un mismo elemento tengan diferente masa? Justifique.
3) Escribe la relación entre la energía de un fotón y: a) la frecuencia de la radiación electromagnética
asociada; b) el número de ondas de la radiación electromagnética asociada.
4) ¿Cómo se explica en la teoría de Bohr la aparición de picos en los espectros de emisión de los átomos?
5) ¿Cuáles son las limitaciones de la teoría de Bohr?
6) ¿Qué propiedades son características de una onda? ¿Y de una partícula?
7) ¿Cuáles son las limitaciones impuestas por el principio de incertidumbre a la determinación simultánea de la posición y la velocidad de una partícula?
8) ¿Una pelotita de tenis tiene una onda asociada? ¿En la experiencia cotidiana se perciben sus propiedades ondulatorias?
9) Indica cuáles son los números cuánticos que caracterizan el estado de un electrón en el átomo de
hidrógeno y qué valores posibles tienen.
10)¿Cuál o cuáles de los números cuánticos determinan la energía de un electrón en el átomo de
hidrógeno? ¿Y en un átomo polielectrónico?
11)¿Qué es un orbital atómico? ¿Cuáles son las formas de los orbitales s, p y d?
9
Problemas
Problema 1
Llene los espacios vacíos en el siguiente cuadro:
Símbolo
Protones
19
9
F
210
80
Hg +
9
11
Neutrones
12
Electrones
Carga neta
79
0
1+
0
17
30
20
23
18
2+
Problema 2
Considere los siguientes niveles de energía de un átomo hipotético:
Nivel
Energía
E4
-1.0 10-19 J
E3
-5.0 10-19 J
E2
-10 10-19 J
E1
-15 10-19 J
a) ¿Cuál es la longitud de onda del fotón que se necesitaría para excitar un electrón desde E1 hasta
E4?
b) ¿Cuál es la longitud de onda que se emite cuando un electrón decae desde E3 a E1?
c) ¿Cuál es la mínima energía que debe tener un fotón para ionizar el átomo si el nivel de energía ocupado más alto es E2?
Problema 3
a) Calcula la frecuencia y la longitud de onda del fotón emitido cuando un electrón de un átomo de
hidrógeno sufre una transición del nivel n = 4 a n = 2.
b) Un electrón con número cuántico principal ni en un átomo de hidrógeno, sufre una transición al nivel
con número cuántico principal n = 2, emitiendo un fotón de 434 nm. Calcule ni.
Problema 4
a) Un electrón en cierto átomo está en un estado caracterizado por un valor de n = 3. Indica los posibles valores para los números cuánticos l y ml de este electrón.
b) Indica los números cuánticos correspondientes a los siguientes orbitales: 2p, 3s, 5d y 4f.
Problema 5
¿Cuál es el número máximo de electrones que se pueden encontrar en cada uno de los siguientes subniveles? 3s, 3d, 4p, 4f y 5f.
10
Problema 6
¿Cuál es la longitud de onda de la radiación asociada a la transición electrónica desde n=4 a n=2 en el
Li+2? ¿La energía asociada a esta transición es mayor o menor que para la transición, entre los mismos
valores de n iniciales y finales, en el átomo de hidrogeno?
Problema 7
a) Para cada uno de los siguientes pares de orbitales de un átomo de hidrógeno indica cuál es el de
mayor energía: i) 1s, 2s; ii) 2p, 3p; iii) 3s, 3d; iv) 5s, 4f.
b) Para los mismos pares de orbitales del ejercicio anterior, indica cual sería el de mayor energía si se
tratara de un átomo polielectrónico.
Problema 8
¿Cuáles de los siguientes conjuntos de números cuánticos son inaceptables? Explique sus respuestas:
a) (1, 0, ½, -½ ); b) (3, 0, 0, ½ ); c) (2, 2, 1, ½); d) (4, 3, -2, ½); e) (3, 2, 1, 1)
Problema 9
a) Escribe las configuraciones electrónicas de los siguientes elementos en su estado fundamental: B,
V, Ni, As, I.
b) ¿Cuál de las siguientes especies tiene mayor número de electrones desapareados? S, S+, S-.
Problema 10
El número atómico de un elemento es 73. ¿Son los átomos de este elemento diamagnéticos o paramagnéticos?
Problema 11
El Si (silicio) natural está constituido por los siguientes isótopos: Si 28, Si 29 y Si 30, cuyas abundancias
relativas son respectivamente: 92,2 %, 4,78 % y 3,09%. Calcula la masa atómica promedio del Si.
Bibliografía
•
“Química, la ciencia central” 5ta ed.; Brown, T.L.-LeMay, H.E.-Bursten, B.E.; Prentice Hall Hispanoamericana (1991).
•
“Química” 4ta ed.; Chang, R; Mc Graw Hill (1992).
11
3 PROPIEDADES PERIÓDICAS DE LOS ELEMENTOS
Conceptos importantes
• Clasificación periódica de los elementos. Grupos y períodos.
• Variaciones periódicas en grupos y períodos de las propiedades físicas.
• Carga nuclear efectiva.
• Radio atómico y radio iónico.
• Energía de ionización y afinidad electrónica.
• Variación de las propiedades químicas en grupos y períodos.
• Carácter metálico y carácter no metálico
• Reactividad de elementos alcalinos, alcalinotérreos, halógenos, hidrógeno y oxígeno
Preguntas
1) a) Escribe los símbolos de los elementos del segundo período y los del grupo IIA (segundo
grupo representativo). b) Escribe los símbolos del elemento de transición y de transición interna
más livianos.
2) ¿Cuál es la característica de la configuración electrónica de los iones estables derivados de los
elementos representativos?
3) ¿En qué estado de agregación debe encontrarse un elemento cuando se quiere medir su
energía de ionización? ¿Por qué?
4) ¿Considerando los valores de afinidades electrónicas de los metales alcalinos, es posible que
estos metales formen un anión M-, donde M representa al metal alcalino?
5) Cuál es el rasgo distintivo de la configuración electrónica de:
a) Elementos del grupo IIA.
b) Halógenos.
c) Gases nobles.
6) ¿En qué lugar de la tabla periódica esperas encontrar a elementos que tengan alto carácter
metálico? ¿Y a elementos con carácter no metálico?
7) ¿La energía de ionización es intensiva o extensiva? Propone un ejemplo como parte de tu
respuesta.
Problemas
1. Sin usar la tabla periódica escribe la configuración electrónica de los elementos cuyos números
atómicos son los siguientes: a) 9, b) 20, c) 26, d) 32. ¿A qué grupo y período pertenece cada
elemento?
2. ¿Cuáles de las siguientes especies son isoelectrónicas entre sí? C, Cl-, Mn+2, B-, Ar, Zn, Fe+3,
Ge+2.
3. Las especies X-1 y Y+3 son isoelectrónicas. Si X está en el segundo período y en el grupo VIIA,
¿en qué lugar de la tabla está ubicado Y? Compara los radios atómicos de X e Y.
4. Dos elementos A y B tienen igual número másico. El primero da iones con dos cargas negativas
y el segundo tiene Z= 17.
12
a)
¿A qué grupo y período pertenecen A y B? Un átomo de A tiene 16 neutrones
b) ¿Cuáles son los símbolos nucleares de A y B?
c) ¿Cuántos electrones totales contendrán los iones estables de A y B?
5.
Dos átomos tienen las siguientes configuraciones electrónicas: 1s22s22p6 y 1s22s22p63s1. La
energía de primera ionización de uno es 2080 kJ/mol y la del otro 496 kJ/mol. Asigna cada valor
de energía de ionización a cada una de las configuraciones propuestas. Justifica tu respuesta.
6. Compara los elementos sodio y magnesio de acuerdo a las propiedades siguientes:
configuración electrónica, carga iónica más común, energía de primera ionización, reactividad.
Explica las diferencias.
7. Considerando las propiedades químicas de los metales alcalinos, predice algunas de las
propiedades químicas del francio.
8. ¿Cuál de los siguientes óxidos es básico: MgO o SO3? ¿Por qué?
9. ¿Cuál de los siguientes metales reaccionará más violentamente con oxígeno o vapor de agua de
la atmósfera: Be, Ca, Ba?
10. ¿A qué grupo de la tabla periódica pertenecerá un elemento X si al combinarse con Ca forma el
compuesto iónico CaX?
11. Para cada uno de los siguientes pares indique la especie de mayor radio: a) Mg y Mg++, b) F y F, c)Mg++ y F12. Un átomo de flúor tiene menor tamaño que un átomo de oxigeno. Una explicación posible es
que, al compararlo con el oxigeno, el flúor tiene:
a) Mayor número másico.
b) Mayor número atómico.
c) Mayor carga nuclear efectiva.
d) Menor cantidad de electrones desapareados.
13. ¿Cuántos electrones debe ganar o perder cada una de las siguientes especies para adquirir la
configuración electrónica del gas noble más próximo en la Tabla Periódica?
a) Ion cloruro
b) Átomo de potasio
c) Átomo de azufre.
d) Ca+2
14. Tres partículas tienen la misma configuración electrónica. Una es el ion estable de un metal
alcalino, la otra es un anión del tercer periodo y la tercera es un átomo neutro. ¿Se puede
establecer cuáles son estas especies?
Bibliografía
• “Química, la ciencia central” 5ta ED. o posteriores; Brown, T.L.-LeMay, H.E.-Bursten, B.E.;
Prentice Hall Hispanoamericana.
• “Química” Chang, R; Mc Graw Hill.
13
4 METALES Y COMPUESTOS IÓNICOS
Conceptos importantes
•
Compuestos iónicos: fuerzas coulómbicas y energía de red.
•
Propiedades de los compuestos iónicos.
•
Enlace metálico. Teoría de bandas.
•
Conductores, semiconductores y superconductores.
•
Aleaciones: tipos y propiedades.
Preguntas
1. El cloruro de sodio (sal de mesa) es un compuesto iónico. Su fórmula química es NaCl. ¿Significa
esto que la sal de mesa está compuesta por moléculas formadas por un átomo de Na y uno de Cl?
2. El Na es una sustancia muy maleable mientras que el NaCl no lo es. Explica esta diferencia.
3. Predice la fórmula química del compuesto iónico formado por: a) Ca y F; b) Na y S; c) Li y N.
Representa sus estructuras de Lewis.
4. Ordena los siguientes compuestos iónicos según valores crecientes de su energía de red: a) NaF; b)
CsI; c) CaO.
5. La fórmula del óxido de sodio es Na2O. Predice las formulas de:
a) Óxido de potasio
b) Sulfuro de sodio
6. Propone un compuesto iónico que tenga una energía de red con valor absoluto significativamente
mayor que el LiBr.
7. Explica la diferencia entre conducción electrónica e iónica.
8. Describe las características de una aleación intersticial y de una de sustitución. Compara sus
propiedades respecto de las del metal hospedador.
9. Explica la diferencia entre un material aislante y un conductor metálico.
10. ¿Qué material esperaría que sea mejor conductor de la electricidad, el Ge o el Ge dopado con As?
11. Indica si los siguientes materiales son semiconductores de tipo n o tipo p; a) Si dopado con P; b) Si
dopado con In; c) Ge dopado con Sb.
12. Una aleación de Sn en Pb es usada como soldador en circuitos eléctricos. ¿Es esta una aleación
intersticial o de sustitución? ¿Cómo esperas que sea el punto de fusión de esta aleación respecto del
Pb puro?
Bibliografía
•
“Química, la ciencia central” 5ta ED. o posteriores; Brown, T.L.-LeMay, H.E.-Bursten, B.E.; Prentice
Hall Hispanoamericana.
•
“Química” Chang, R; Mc Graw Hill.
•
Principios de química: Los caminos del descubrimiento. Atkins, P.; Jones, L. Buenos Aires: Médica
Panamericana, 2006.
14
5 MOLÉCULAS
Conceptos importantes
• Enlace covalente.
• Símbolos de Lewis. Estructuras de Lewis
• Resonancia.
• Energía, fuerza y longitud de enlace.
• Electronegatividad. Polaridad de enlace.
• Geometría molecular. Polaridad de las moléculas
Preguntas
1. ¿Qué son los electrones de valencia de un átomo? ¿Cuáles son los electrones de valencia de
los elementos de los grupos 1A al 7A?
2. Define electronegatividad.
3. La electronegatividad de un elemento se relaciona con su potencial de ionización y su afinidad
electrónica. Utilizando estas relaciones localiza las zonas de la tabla periódica donde se ubican los elementos más y menos electronegativos.
4. Enuncia la regla del octeto y su forma más general. ¿Qué tipo de excepciones se presentan a
esta regla?
5. ¿Es siempre posible describir el enlace de una sustancia mediante una sola estructura de Lewis? Propone ejemplos.
6. ¿En qué situación se recurre al cálculo de cargas formales?
7. ¿Una mayor energía de enlace indica una mayor o una menor tendencia a reaccionar? Justifique la respuesta. Analiza y discute la respuesta considerando los valores de energía de enlace de por lo menos 3 ejemplos extraídos de la bibliografía.
8. ¿Cómo se relaciona la energía de enlace con la longitud y la fuerza del enlace?
9. Explica por qué una molécula puede ser no polar teniendo enlaces polares.
15
Problemas
1) Dado el siguiente esquema de la Tabla Periódica indica si las proposiciones enunciadas son
verdaderas o falsas. Para ello, utiliza tus conocimientos sobre las propiedades periódicas. Notar que las letras utilizadas para denotar los elementos no se corresponden con sus verdaderos símbolos químicos.
I
II
2
A
B
3
X
4
E
III
IV
V
VI
VII
0
1
U
J
H
K
M
N
5
6
7
a) N y E dan un compuesto covalente.
b) La fórmula del compuesto que forman U y K es UK2.
c) La molécula M2 no tiene existencia real.
d) La estructura de Lewis para el compuesto BM2 revela que se trata de una excepción a la
regla del octeto.
e) El enlace entre M y K es más polar que el enlace entre M y H.
f) El elemento J puede expandir su octeto para formar compuestos JM6.
g) K puede formar con J los compuestos KJ2 y KJ3.
h) Si el enlace entre M y X es iónico entonces el enlace entre M y E seguramente será iónico.
i)
Si el enlace entre M y X es iónico entonces el enlace entre M y A seguramente será iónico.
j)
Si el enlace entre M y X es iónico, entonces el enlace entre M y cualquier elemento alcalino es iónico.
2) Representa las estructuras de Lewis de las siguientes sustancias: CO2; SO3; HNO3; CaSO4;
C2H6; C2H2; O3. En caso de emplear estructuras resonantes explica con qué criterios fueron
elegidas.
16
3) Representa las estructuras de Lewis de los siguientes especies utilizando la distribución proporcionada:
S2O3= (tiosulfato)
O
S
S
H2O2 (peróxido de hidrógeno)
H
O
O
O
H
O
4) Representa las estructuras de Lewis para los siguientes iones: NH4+; NO3-; I35) En base a las estructuras de Lewis ordena las siguientes moléculas en orden creciente de la
longitud del enlace N-O: NO+, NO, NO2- y NO3-.
6) Representa las estructuras resonantes del ion CO3= e indica cuál/les de las siguientes afirmaciones es/son verdaderas. Justifica tus respuestas.
a) Experimentalmente se observa que las longitudes de los enlaces carbono-oxígeno son todas iguales.
b) La estructura electrónica real no es ninguna de las representadas en la Lewis.
c) Existen para este ion 3 estructuras resonantes equivalentes.
7) Representa la estructura de Lewis del óxido nitroso (N2O) teniendo en cuenta que uno solo de
los átomos de nitrógeno está unido al de oxígeno. ¿Qué geometría tendrá esta molécula?
¿Tendrá esta molécula momento dipolar permanente?
8) ¿Qué geometría tiene la molécula de NH3? ¿Tiene esta molécula momento dipolar permanente?
9) Las especies NO2+, NO2 y NO2- tienen al nitrógeno como átomo central. El ángulo de enlace
ONO en las tres especies es 180°, 134° y 115° respectivamente. Explica estas variaciones.
10) ¿Cuál o cuáles de las siguientes moléculas tendrá momento dipolar permanente?
a) CH4 b) CHF3 c) CH3F d) CH2F2 e) CF4
11) ¿Qué geometría molecular tendrá el ion ClO3-?
12) ¿Cómo predecirías la forma de la molécula de cianuro de metilo, CH3CN?
13) La molécula de fórmula general XCl4 tiene un momento dipolar de 2,54D. ¿Esta información
permite decidir si su geometría es tetraédrica, cuadrada plana o de sube y baja?
14) La distancia nitrógeno -nitrógeno es 109 pm. Teniendo en cuenta el orden de enlace, ¿la distancia nitrógeno/nitrógeno en el N2+ será mayor, menor o igual que 109pm?
15) ¿Cuál será la geometría en torno de cada N en el compuesto hidrazina, N2H4?
16) Propone un anión molecular que tenga la misma geometría que el ion ClO3-.
17) ¿Cuántos electrones no enlazantes tiene el N en el NO3-?
17
18) Representa el símbolo de Lewis del átomo cuya configuración electrónica es
1s22s22p63s23p64s23d104p5.
¿Cuál será la fórmula mínima del compuesto que este átomo forma con el nitrógeno? ¿Será
compuesto iónico o molecular?
19) Para cada uno de los siguientes modelos moleculares, representa las correspondientes estructuras de Lewis, sabiendo que uno de ellos es el HNO3, otro el N2O y otro el NO. Analiza la
geometría y polaridad de cada uno.
20) ¿Cómo podrías transformar una molécula no polar de fórmula molecular AX5 en una especie
polar? ¿Cómo serán las geometrías electrónicas en cada caso?
Bibliografía
• “Química, la ciencia central” 5ta ED. o posteriores; Brown, T.L.-LeMay, H.E.-Bursten, B.E.;
Prentice Hall Hispanoamericana.
• “Química” Chang, R; Mc Graw Hill.
• Principios de química: Los caminos del descubrimiento. Atkins, P.; Jones, L. Buenos Aires:
Médica Panamericana, 2006.
18
6 INTERACCIONES NO COVALENTES
Conceptos importantes
•
•
•
•
•
•
Moléculas polares y no polares.
Fuerzas coulómbicas.
Dipolo permanente e instantáneo. Momento dipolar. Polarizabilidad.
Fuerzas de atracción dipolo-dipolo, ión-dipolo, dipolo-dipolo inducido y dispersión.
Radios de Van der Waals.
Puentes de Hidrógeno.
Preguntas
1) Enuncia la ley de Coulomb.
2) ¿Qué es una molécula polar? ¿Qué características debe presentar?
3) ¿Qué es la polarizabilidad de un átomo o molécula? ¿Qué átomos y moléculas
tienden a ser altamente polarizables?
4) ¿En qué tipo de propiedades de una sustancia se reflejan las interacciones
intermoleculares?
5) El siguiente gráfico representa de manera esquemática cómo varía el potencial de
interacción entre dos moléculas. Identifica en dicho gráfico la región en la que
predominan las fuerzas atractivas, la región en la que predominan las fuerzas
repulsivas y el radio de van der Waals.
6) ¿Por qué el hielo es menos denso que el agua líquida? ¿Es ésta una regla general
para cualquier sustancia?
Problemas
1) Elabora una lista con los tipos de interacciones no covalentes que existen entre las
partículas que forman cada una de las siguientes especies:
a) C6H6.
b) CH3Cl.
c) PF3.
d) NaCl.
e) CS2.
19
f)
Cl2
2) ¿En cuáles de los siguientes procesos es necesario romper enlaces covalentes y en
cuáles simplemente se vencen fuerzas intermoleculares?
a) Hervir agua.
b) Descomposición del N2O4 en NO2.
c) Sublimación de hielo seco.
d) Fusión de un trozo de hielo.
e) Disociación de F2 en átomos de F.
3) ¿Qué tipo/s de interacciones no covalentes existen entre los siguientes pares?
a) HBr y H2S.
b) Cl2 y Br2.
c) I2 y NO3-.
d) NH3 y C6H6.
4) ¿Qué tipo de interacción existirá entre las moléculas de HCl en una muestra
gaseosa de este compuesto? ¿y si se encontrara en estado líquido?
5) ¿Cuál miembro de cada uno de los siguientes pares de sustancias esperarías que
tuviera mayor punto de ebullición? ¿Qué propiedad es necesario tener en cuenta
para poder responder?
a) O2 y N2.
b) SO2 y CO2.
c) CH3-CH2-OH (etanol) y CH3-O-CH3 (dimetil eter).
d) HF y HI.
e) Ar y Xe.
6) Explica en términos de interacciones no covalentes por qué:
a) El NH3 (amoníaco) tiene un punto de ebullición mayor que el CH4.
b) El KCl tiene un punto de fusión mayor que el I2.
c) El naftaleno (C10H8) es más soluble en benceno que el LiBr.
7) ¿Cuáles de las siguientes especies pueden formar enlaces de hidrógeno con el
agua?
Acetona (CH3COCH3), metano (CH4), anión fluoruro (F-), catión sodio (Na+).
8) Dibuja las estructuras de Lewis del dióxido de carbono (CO2) y del dióxido de azufre
(SO2), prediga la geometría de ambas y determine cuál de ellas tendrá mayor punto
de ebullición.
9) Explica porqué el propano (C3H8) es un gas y el pentano (C5H12) es un líquido a
temperatura ambiente.
Bibliografía
• “Química, la ciencia central” 5ta ED. o posteriores; Brown, T.L.-LeMay, H.E.-Bursten,
B.E.; Prentice Hall Hispanoamericana.
•
“Química” Chang, R; Mc Graw Hill.
•
Principios de química: Los caminos del descubrimiento. Atkins, P.; Jones, L.
Buenos Aires: Médica Panamericana, 2006.
20
7 NOMENCLATURA
Conceptos importantes
• Nombre de óxidos ácidos y básicos.
• Nombres de oxoácidos y hidrácidos.
• Nombres de bases.
• Nombres de sales de hidrácido y oxoácido.
• Nombres de iones.
• Nombres de otros compuestos de uso común en el laboratorio.
Problemas
1 Menciona tres ejemplos de compuestos que sean: a) óxidos ácidos, b) óxidos básicos. Escribe las
fórmulas y los nombres de cada uno.
2. Escribelos nombres de los siguientes ácidos y clasificarlos como hidrácidos y oxácidos:
ClH (aq), BrH (aq), SH2(aq), H2SO4(aq), H2SO3 (aq), H3PO4(aq).
3. Escribe los nombres de los siguientes hidróxidos.
Cu(OH), Cu(OH)2, KOH, Al(OH)3
4. Escribir los nombres de los siguientes compuestos
a) NaCl
b) (NH4)2S
c) LiNO3
d) PF5
e) CuSO4
h) KClO
f)Hg2Cl2
g) Na2SO3
5. ¿Cuáles son las fórmulas de los siguientes compuestos?
Sulfato de sodio, cloruro de potasio, ortofosfato de potasio, carbonato de cromo (III), sulfuro plumboso,
cianuro de calcio.
6. Escribe las fórmulas de los siguientes compuestos: pentóxido de diarsénico, permanganato de potasio,
sulfito de cromo (III), yoduro estañoso, seleniuro de aluminio.
7. Escribe las fórmulas de los siguientes compuestos
cianuro de sodio, acetato de calcio, dicromato de potasio, permanganato de sodio, hidróxido de amonio,
triyoduro de sodio, agua oxigenada.
8. Escribe la fórmula química de cada una de las sustancias que se mencionan en las siguientes
oraciones
a) El hipoclorito de sodio se utiliza como blanqueador en el hogar.
b) El amoníaco es utilizado en la síntesis de fertilizantes como el nitrato de amonio.
c) Al calentar agua que contiene iones calcio y bicarbonato se desprende dióxido de carbono y se forma
carbonato de calcio sólido.
9. Escribe las fórmulas y los nombres de los compuestos que se formarían por combinación de los
siguientes iones:
ClClOClO2ClO3ClO4+
Cs
21
8 CANTIDADES EN QUÍMICA

Conceptos importantes

Significado de las fórmulas químicas.

Peso atómico relativo. Peso molecular relativo.

Peso atómico absoluto. Peso molecular absoluto.

Peso atómico promedio. Abundancia isotópica.

Unidad de masa atómica (uma).

Número de Avogadro. Mol.

Fórmula mínima o empírica. Peso fórmula.

Composición centesimal.

Determinación experimental de fórmulas empíricas. Cálculo de fórmula molecular a partir de la
fórmula empírica.
Preguntas
1. ¿Cuál es la masa en uma del átomo de carbono con número másico 12? Cuando se busca la
masa atómica del carbono en la tabla periódica, se observa que su valor es de 12.01 en lugar
de 12.00. ¿Por qué?
2. ¿Qué es un mol? ¿Cuál es la utilidad de su uso?
a)
¿Cuántos atómos hay en un mol de átomos?
b)
¿Cuántas moléculas hay en un mol de moléculas?
c)
¿Cuántos átomos hay en un mol de moléculas?
3) El argón tiene un peso atómico relativo de 39,948. ¿Cuál es la masa absoluta de un átomo de
argón?
4) ¿Qué es erróneo o ambiguo en cada uno de los siguientes enunciados?
a) Un mol de hidrógeno.
b) La masa molecular del cloruro de sodio es de 58,5 uma.
c) Un mol de Helio tiene una masa de 4uma.
5) ¿Qué tipo de información proporciona la fórmula mínima de un compuesto?
¿Qué dato adicional es necesario conocer para obtener la fórmula molecular?
22
6) Menciona un ejemplo en el cual dos compuestos tengan la misma fórmula mínima y distinta
fórmula molecular.
Problemas
1)
Sabiendo que la fórmula molecular del agua es H2O determina:
a)El número de átomos de oxígeno y de hidrógeno contenidos en una molécula de agua.
b)El número de átomos de oxígeno y de hidrógeno que existen cada 6,02310 23 moléculas
de agua.
c)El número de moles de átomos de oxígeno y de hidrógeno contenidos en un mol de agua.
d)La masa de oxígeno e hidrógeno presentes en 18 umas de agua (expresada en umas y
en gramos).
e)Los gramos de oxígeno y de hidrógeno contenidos en un mol de agua
2)
Un recipiente cerrado contiene 1.5 10 25 átomos de una sustancia cuya fórmula molecular es
X2.
Calcular:
a)El número de moléculas en el recipiente.
b)El número de moles de moléculas.
c)El número de moles de átomos.
3)
Se tienen 0,5 moles de dióxido de carbono (CO2). Calcular:
a)La masa en gramos de esos 0.5 moles.
b)El número de moléculas presentes.
c)El número de átomos de carbono que hay en esa masa de óxido.
4)
¿Cuál es la masa de un mol de H2?
5)
¿Cuántos átomos de carbono hay en un mol de glucosa (fórmula molecular: C6H12O6) y en
360 gramos?
6)
Calcula la masa molar de un compuesto si 0,372 moles del mismo tienen una masa de 152
g.
7)
El elemento magnesio consta de tres isótopos con masas de 23,9924, 24,9938 y 25,9898
umas. Éstos están presentes en la naturaleza con proporciones de 78,6%; 10,1% y 11.3%
respectivamente. Calcular la masa atómica promedio del magnesio.
8)
Una muestra de un compuesto contiene 0,40 g de hidrógeno y 6,40 g de oxígeno. ¿Cuál es
su fórmula empírica?
9)
Determina la fórmula molecular de los compuestos para los cuales corresponden las
siguientes fórmulas empíricas y pesos (masas) moleculares:
P2O5
PM: 283,88
CO2H
PM: 90
10)
Determinar la composición centesimal de las sustancias Fe3O4 y NH4NO3
23
11)
El peso molecular del ácido cítrico es 192,13. Su composición es de 37,51 % de C, 58,29 %
de O y 4,20 % de H. ¿Cuál es su fórmula molecular?
12)
¿Cuántas moléculas de HCl están contenidas en una muestra de 3,46 gramos de HCl puro?
13)
¿Cuántos iones SO4= están contenidos en 21,4 gramos de Al2(SO4)3?
14)
Un óxido de osmio es a temperatura ambiente y presión atmosférica normal, un sólido
amarillento. Si 2,89 gramos de este compuesto contienen 2,16 gramos de osmio, ¿Cuál es
la fórmula empírica de este compuesto?
15)
Dos compuestos tienen la misma composición: 88,83%C y 11,17%H
a)¿Cuál es la fórmula mínima de estos compuestos?
b)Uno de estos compuestos tiene una masa molecular de 28,03 uma y el otro 56,06 uma.
¿Cuáles son sus fórmulas moleculares?
16)
El oxalato de hidrógeno se usa para remover las manchas de óxido de la ropa. Sin embargo
es una sustancia tóxica. Su composición centesimal es: 26,7%C, 2,2%H y 71,1%O. Su
masa molecular es 90,0 uma.
a)
¿Cuál es la fórmula molecular de este compuesto?
b)
Representa su estructura de Lewis
Nota: a este compuesto cotidianamente se lo conoce como ácido oxálico
Bibliografía
“Química, la ciencia central” 5ta ED. o posteriores; Brown, T.L.-LeMay, H.E.-Bursten, B.E.; Prentice
Hall Hispanoamericana.
Principios de química: Los caminos del descubrimiento. Atkins, P.; Jones, L. Buenos Aires:
Médica Panamericana, 2006.
24
9 GASES
Conceptos importantes
•
Presión.
•
Características de los gases ideales.
•
Leyes de los gases: Ley de Boyle-Mariotte, Ley de Charles-Gay Lussac, principio de Avogadro.
•
Ley del gas ideal.
•
Ley de Dalton. Cálculo de presiones parciales.
•
Movimiento molecular en gases. Difusión y efusión.
•
Teoría cinética de los gases.
•
Características de los gases reales. Desviación del comportamiento ideal. Ecuación de Van der
Waals.
Preguntas
1) Explica la experiencia de Torricelli. Menciona las distintas unidades que se utilizan para la presión.
2) Enuncia, explica y grafica las leyes que describen el comportamiento de los gases ideales en las
siguientes transformaciones a n constante:
a) variaciones de P y V a T constante.
b) variaciones de T y V a P constante.
c) variaciones de P y T a V constante.
3) Enuncia el principio de Avogadro.
4) Imagina 2 recipientes cerrados idénticos a la misma temperatura. Uno de ellos contiene 2 g de
H2 y el otro 28 g de N2. Suponiendo comportamiento ideal, ¿cuál/les de las siguientes propiedades tendrían el mismo valor para ambos sistemas?
a) Presión.
b) Energía cinética promedio de las moléculas.
c) Número de moléculas.
d) Masa de gas.
5) Explica las razones por las que un gas real no se comporta como un gas ideal. En base a esto
indica bajo qué condiciones el comportamiento de un gas real se aproxima al de un gas ideal.
6) Predice si las fuerzas de atracción entre partículas hacen la presión de un gas real menor o mayor que la de un gas ideal.
7) Indica si el volumen propio de las moléculas hace que el volumen efectivo de un gas real sea
mayor o menor que el de un gas ideal.
8) Ordena los siguientes gases en orden de velocidad cuadrática media creciente: CO2, N2O, HF,
F2, H2.
25
Problemas
1) Un manómetro de tubo abierto que contiene mercurio se conecta a un contenedor de gas. ¿Cuál
es la presión del gas encerrado, en cada situación? Expresa dicha presión en mm Hg.
a) La altura del mercurio en el brazo conectado al gas es 2,5 cm mayor que en el brazo abierto a
la atmósfera. La presión atmosférica es de 0,933 atm.
b) La altura del mercurio en el brazo conectado al gas es 5,3 cm menor que en el brazo abierto a
la atmósfera. La presión atmosférica es de 0,897 atm.
2) Una ampolla de 2,6 cm3 contiene oxígeno gaseoso a una presión de 2,3 atm y a una temperatura de 26°C. Suponiendo comportamiento ideal, ¿qué masa de oxígeno contiene la ampolla?
3) Un cilindro contiene 2 litros de gas metano (CH4) a 15°C y 720 mm de Hg. Calcule el número de
moles, moléculas y la masa de gas presente. Asumir comportamiento ideal.
4) Un buen sistema de vacío en el laboratorio puede mantener un vacío de
10 –5 mm de Hg. Suponiendo comportamiento ideal, ¿cuántas moléculas de gas hay en 1 litro a
22°C a esta presión?
5) La densidad de un gas en un cilindro de 6,5 litros es de 1,45 g/l. El gas se comprime a temperatura constante hasta que el volumen es igual a 3,2 litros. Suponiendo comportamiento ideal,
¿cuál es la densidad del gas bajo las nuevas condiciones?
6) Calcula el peso molecular de un gas si 0,608 g ocupan un volumen de 750 mL a 385 mm de Hg
y 35 °C (asumir comportamiento ideal).
7) ¿Qué presión en atmósferas ejerce una mezcla de 2 g de H2 y 8 g de N2 a 273°K en un recipiente de 10 l? ¿Qué presión ejerce cada uno de los gases por separado? (asume comportamiento
ideal)
8) En CNTP 6,6 g de un gas que se comporta idealmente ocupan 880 mL. ¿Cuál es el peso molecular del gas?
9) Si una muestra de 200 mL de N2 a 0°C y 1 atm de presión y otra muestra de 100 mL de N2 a
0°C y 2 atm se inyectan en un recipiente de 400 mL a 0°C, ¿cuál es la presión total en el recipiente si hay comportamiento ideal?
10) Un tanque de 4,0 litros que contiene N2 a 8,5 atm se conecta a un segundo recipiente de 7,0
litros que contiene argón a 6,0 atm. Los gases se mezclan. Suponiendo comportamiento ideal,
¿cuál es la presión final del sistema formado por los dos recipientes?
11) Un mol de CO2 ocupa 1,32 litros a 48°C y a una presión de 18,4 atm. Calcular la presión que
debe esperarse si:
a) se comportara como un gas ideal.
b) se comportara como un gas real con parámetros a= 3,6l2atm/mol2 y b= 4,28 10-2 l/mol.
12) ¿Las interacciones no covalentes de atracción aumentan o disminuyen cuando un gas contenido en un recipiente experimenta los siguientes cambios?
a) Se disminuye la temperatura manteniendo el volumen y la cantidad de gas constantes.
b) Se inyecta más gas al recipiente a temperatura y volumen constantes.
c) Se expande manteniendo la temperatura y la cantidad de gas constantes.
26
13) En un recipiente de 2 l se coloca nitrógeno gaseoso a 298°K y 1 atm. Explica qué pasará con la
energía cinética y la frecuencia de las colisiones de las moléculas de nitrógeno en cada una de
las siguientes situaciones:
a) El número de moléculas de nitrógeno es disminuido a la mitad, mientras que V y T se mantienen constantes.
b) La temperatura se eleva a 1200°K mientras que el número de partículas y la presión se mantienen constantes.
c) La temperatura se eleva a 1200°K mientras que el número de partículas y el volumen se mantienen constantes.
14) En la tabla se indican los datos de presión y volumen del acetileno obtenidos experimentalmente.
P (atm)
45,8
84,2
110,5
176,0
282,2
398,7
V (litros)
0,01705
0,00474
0,00411
0,00365
0,00333
0,00313
Calcula el producto P.V para cada medida. Representa P.V vs P y explica la forma de la curva.
15) Se vaporiza un líquido puro a 100°C y 755 mmHg. El volumen ocupado por 0,627 gramos del
vapor es 261 mL. Suponiendo comportamiento ideal, ¿cuál es la masa molecular de esta sustancia?
16) Un manómetro de mercurio de extremo abierto muestra la diferencia de altura h entre sus ramas como se muestra en la figura:
h=15,7 cm, la presión atmosférica es de 0,991 atm, el volumen ocupado por el gas es 50 ml y la temperatura
25°C. Suponiendo comportamiento ideal, ¿cuál o cuáles de las siguientes afirmaciones es o son falsas?
a) Pgas > Patm
b) Si el gas es argón la muestra contiene 0,098 gramos de argón.
c) Si se tratara de una mezcla formada por argón y helio, la presión total sería la misma que en el caso anterior.
d) Si en otra medición, esta diferencia de altura se hubiera observado a 0°C, y el volumen ocupado por el gas
fuera de 100 ml, el número de partículas de gas encerrada sería el mismo que en la medición original.
Bibliografía
•
“Química, la ciencia central” 5ta ED. o posteriores; Brown, T.L.-LeMay, H.E.-Bursten, B.E.; Prentice Hall
Hispanoamericana.
•
Principios de química: Los caminos del descubrimiento. Atkins, P.; Jones, L. Buenos Aires: Médica Panamericana, 2006.
27
10 LÍQUIDOS Y SÓLIDOS
Conceptos importantes
• Propiedades de los líquidos. Viscosidad y tensión superficial.
• Sólidos amorfos y cristalinos. Clasificación de los sólidos cristalinos de acuerdo a la naturaleza
de sus enlaces: metálicos, iónicos, de redes covalentes y moleculares. Propiedades y ejemplos.
Aleaciones.
Preguntas
1. Enuncia las características generales de los gases, líquidos y sólidos y destaque las principales
diferencias.
2. ¿Cómo cambia la viscosidad y la tensión superficial de los líquidos cuando aumenta la intensidad de las fuerzas intermoleculares?
3. Predice cuál sustancia tendrá en estado líquido a 0°C la mayor viscosidad: a) etanol
(CH3CH2OH) ó dimetil éter (CH3-O-CH3); b) butano (C4H10) ó propanona (CH3COCH3).
4. Explica por qué la tensión superficial del CHBr3 es superior a la del CHCl3.
5. ¿Cuáles son las diferencias microscópicas y macroscópicas entre los sólidos cristalinos y los
amorfos?
6. ¿Todos los sólidos cristalinos tienen una estructura de empaquetamiento compacto?
7. Clasifica a los siguientes sólidos cristalinos de acuerdo a la naturaleza de las uniones que mantienen unidas a las partículas que los constituyen: cloruro de sodio (NaCl), nitrógeno sólido, azúcar (sacarosa), cobre, cuarzo.
8. En la tabla a continuación se muestran los resultados del análisis de tres sustancias desconocidas. Con base en dichas propiedades clasifica a estas sustancias como sólidos metálico, iónico,
de redes o molecular:
Sustancia
A
B
C
Aspecto
Punto de
fusión (°C)
Incolora, dura 800
Con lustre,
maleable
Amarilla,
blanda
Solubilidad
en agua
Soluble
1500
Conductividad
eléctrica
Sólo fundido o
disuelta en
agua
Alta
113
No
Insoluble
Insoluble
.
9. El grafito y el diamante, dos alótropos del carbono, son sólidos por redes covalentes, sin embargo sus propiedades físicas y químicas son diferentes. Explica en términos de las interacciones
presentes el origen de estas diferencias.
10. Describe las diferencias entre un sólido metálico y uno iónico a nivel atómico y macroscópico.
28
11. Identifica el tipo de interacciones intermoleculares que son responsables de la existencia de cada uno de los siguientes sólidos moleculares: a) argón sólido; b) Hielo; c) cloruro de hidrógeno
sólido.
12. Calcula el radio atómico del oro sabiendo que cristaliza en un empaquetamiento cúbico compacto y tiene una densidad de 19,3 g/cm3.
13. En el laboratorio a 25°C se encuentran 3 botellas cada una conteniendo un líquido puro distinto:
botella A, botella B y botella C. La etiqueta de la botella A dice que se trata de un compuesto iónico con punto de ebullición normal de 35°C. La botella B tiene una etiqueta que dice que se trata de una sustancia formada por moléculas con un punto de ebullición normal de 29,2°C. En la
botella C la etiqueta informa que C es un compuesto molecular con punto de ebullición normal
de 10°C.
¿Qué botellas están probablemente incorrectamente rotuladas?
14. ¿Qué tipo de sólido cristalino podrán formar las siguientes sustancias?
a) Un elemento con punto de fusión normal de 44,1°C. Es mal conductor de la electricidad tanto en estado sólido como fundido.
b) Un elemento con punto de fusión normal de 1410°C.Es mal conductor de la electricidad tanto en estado sólido como fundido.
Bibliografía
•
•
•
“Química, la ciencia central” 5ta ED. o posteriores; Brown, T.L.-LeMay, H.E.-Bursten, B.E.; Prentice Hall Hispanoamericana.
“Química” Chang, R; Mc Graw Hill.
Principios de química: Los caminos del descubrimiento. Atkins, P.; Jones, L. Buenos Aires:
Médica Panamericana, 2006.
29
11 TRANSFORMACIONES FÍSICAS
Conceptos importantes
•
Modificaciones de un sistema durante una transformación física.
•
Sistemas de un componente. Presión de vapor. Puntos de ebullición y de fusión. Cambios de fase. Diagrama de
fases.
•
Soluciones. Propiedades coligativas.
Preguntas
1) ¿En qué se diferencian una transformación física de una transformación química? Menciona ejemplos.
2) Defina presión de vapor de un líquido o de un sólido. Indica cómo depende de la temperatura y de la presión sobre
el líquido o sólido.
3) Explica las diferencias entre evaporación y ebullición.
4) Define punto de fusión y punto de fusión normal. Para el agua el punto de fusión normal es de 0°C. ¿Cuál es la
presión de vapor del agua a esta temperatura? ¿Cuál es la presión sobre la superficie del agua?
5) ¿Podrías sugerir cuál de los haluros de potasio tendrá la menor temperatura de fusión normal? Justifica tus respuestas
6) ¿Qué es un diagrama de fases? ¿Qué representan P y T en este diagrama?
7) ¿Por qué las ollas de presión reducen el tiempo de cocción de los alimentos? ¿Qué inconveniente se presenta si
uno quiere tomarse un mate calentito en la ciudad de La Paz, Bolivia?
8) ¿A iguales condiciones de presión y temperatura la presión de vapor de agua sobre una solución acuosa será
igual, mayor o menor que la presión de vapor sobre agua pura?
9) ¿Cómo se puede utilizar una medición de presión osmótica para determinar si un cierto soluto se dimeriza en solución?
Problemas
1) Utiliza el diagrama de fases del agua (figura 1a) para explicar qué se observa cuando la presión sobre un bloque
de hielo mantenido a 0°C aumenta por encima de una atmósfera. ¿Cuál es la relación entre esta observación y la
posibilidad de patinar sobre hielo?
2) Utiliza el diagrama de fases de CO2 (figura 1b) y describe los cambios que se observan cuando
a) El CO2 se calienta de -80°C a -20°C a una presión constante de 3 atm.
b) El mismo calentamiento ocurre a 6 atm.
3) Los puntos de fusión y ebullición normales del xenón son -112°C y -108°C respectivamente. Su punto triple es a 121°C y 282 mm de Hg. Realiza un esquema para el diagrama de fases del xenón.
4) Explica porqué se producen las mesetas en las curvas de enfriamiento como la de la figura 2.
5) Se evacúa una ampolla de 20 l y luego se le inyecta agua líquida. El sistema se termostatiza a 25°C. Indique el
número de fases y la presión de la ampolla si:
a) Se inyectan 100mg de agua.
b) Se inyecta 1g de agua.
c) Se inyectan 461mg de agua.
Dato: la presión de vapor de agua a 25°C es de 23.8mmHg.
30
6) A continuación se muestra el diagrama de fases de una sustancia pura X. EL punto triple esta a -25,1°C y 0,50
atm. El punto crítico se encuentra a 22°C y 21,3 atm.
A
a) ¿En qué estado de agregación se encuentra X en A?
b) Si se aumenta la temperatura desde A a -28,2°C manteniendo la presión constante?
c) Si se parte del estado final anterior, y se aumenta la temperatura a 15,3°C bajando la presión de manera
tal que en estado final sea de 0,002 atm, ¿en qué estado estar/a X?
7) Representa gráficamente la presión de vapor del agua como una función de la temperatura en el intervalo de 0° a
100°C.
9. Una sustancia A de masa molar 100g/mol tiene un punto de ebullición normal mayor que 30°C y un punto de fusión normal menor que 10°C. Sus moléculas pueden formar puentes de hidrógeno entre sí.
Una sustancia B tiene una masa molar de 105 g/mol y sus moléculas son polares pero no forman puentes de hidrógeno. A 25°C, a presión atmosférica normal, esta sustancia se encuentra en estado líquido.
En el laboratorio se colocan una muestra de A en un recipiente cerrado y una muestra de B en otro recipiente. La temperatura de ambas muestras es 25°C y en el equilibrio, ambos recipientes contienen líquido en equilibrio con su vapor.
a) ¿Cuál de las dos muestras tendrá la menor presión de vapor?
b) ¿Qué ocurriría con las presiones de vapor si la temperatura disminuye a 20°C?
8) Un tanque de gas a 21°C tiene una presi’on de 1 atm. Usando los datos de la tabla indica si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:
a) Si el tanque contuviera CF4, también habría líquido presente
b) Si el tanque contuviera C4H10, también habría líquido presente.
Sustancia
Punto de ebullición
normal
Temperatura crítica
Presión crítica
CF4
-128°C
-46°C
41 atm
C4H10
-0,5°C
152°C
38 atm
9) Hacia qué lado fluiría el agua si una solución 0,05M de sacarosa de pone en contacto a través de una membrana
semipermeable con una solución 0,02M de urea. ¿Qué condición debe cumplirse para que cese el flujo de agua de
una solución a otra?
10) Ordena las siguientes soluciones acuosas siguiendo un orden de punto de congelación creciente. (a) 0,075m de
glucosa; (b) 0,075 m de LiBr; (c) 0,030m de (NO3)2Zn.
31
11) La adrenalina es la hormona que dispara la liberación de moléculas de glucosa adicionales en momentos de tensión o emergencia. Una solución de 0,64g de adrenalina en 36,0g de CCl4 causa una elevación del punto de ebullición de 0,49°C. Determina el peso molecular de la adrenalina. Datos para CCl4: Ke=5.02 °C/m
12) Calcula la presión de vapor sobre una solución acuosa que se preparó agregando: (a) 16,2g de lactosa, C12H22O11,
a 105,7g de agua a 338K, (b) 5,0g de Mg(NO3)2 a 92,0g de agua. La presión de vapor del agua pura a 338K es de
187,5 mmHg.
Figura 1
Figura 2
32
12. SOLUCIONES
Conceptos importantes
•
Relación entre solubilidad e interacciones no covalentes.
•
Efecto de la temperatura y la presión sobre la solubilidad de solutos sólidos y
gaseosos.
•
Concentración de las soluciones. Unidades químicas y unidades físicas.
Preguntas
1) Representar a nivel submicroscópico la imagen que resulta de:
a) Agregar una cucharadita de NaCl (s) (cloruro de sodio sólido) a un litro de
agua a 25°C y 1 atm.
b) Agregar dos gotas de CH3OH (l) (metanol líquido) a un litro de agua a 25 °C y
1 atm.
2) Los grupos mostrados a continuación están presentes en algunas moléculas
orgánicas y macromoléculas. ¿Cuáles son hidrofílicos y cuáles hidrofóbicos?
a) –NH2; b) –CH3; c) –CONH2.
3) ¿Cómo cambia la solubilidad en agua de la mayoría de los compuestos iónicos
al aumentar la temperatura? ¿Y la de los gases?
4) ¿Cómo cambian las solubilidades en agua de sólidos, líquidos y gases con el
aumento de presión? Mencionar ejemplos.
5) A continuación se presenta un gráfico de solubilidad como una función de la
temperatura para varios compuestos iónicos en agua. Indicar qué sucede cuando se
disminuye la temperatura de 50°C a 10°C de una solución saturada de:
a) KCl (cloruro de potasio).
b) Ce2(SO4)3 (sulfato de cerio (III))
c) Si se parte de 100 gramos de solución saturada a 50°C de KCl, indica la masa
de la fase o de las fases resultantes al enfriar esta muestra hasta 10°C*.
d) Si se parte de 100 gramos de solución saturada a 50°C de Ce2(SO4)3 , indica
la masa de la fase o de las fases resultantes al enfriar esta muestra hasta 10°C*.
*Buscar la información adicional que fuera necesaria.
33
Problemas
1) Determina el % p/p de NaCl(s) para c/u de las siguientes soluciones:
a) 4 gramos de NaCl (s) se disuelven en la cantidad necesaria de agua para dar
100 gramos de solución acuosa.
b) 4 gramos de NaCl (s) se disuelven en 100 gramos de agua.
c) 0,10 moles de NaCl (s) de disuelven en 100 gramos de agua.
2) ¿Cuántos gramos de una solución 5% p/p de NaCl son necesarios para disponer
de 3,2 gramos de NaCl?
3) Una solución acuosa de ácido sulfúrico que contiene 571,6 g de H2SO4 por litro
de solución tiene una densidad de 1,329 g/ml. Calcula la concentración de
H2SO4 en la solución expresada como:
a) % p/p.
b) % p/v.
c) molaridad (M)
d) molalidad (m)
e) fracción molar.
4) Calcula la cantidad de moles de sal en cada una de las siguientes muestras:
a) 356 ml de una solución acuosa de Ca(NO3)2 0,358 M.
b) 60,0 gramos de una solución acuosa de KI 1,25 % p/p.
5) Considerando el trabajo de laboratorio, describir cómo preparar cada una de las
siguientes soluciones:
a) 500 ml de solución 0,200 M de Na2CO3 (carbonato de sodio), a partir de
Na2CO3 sólido.
b) 1,50 l de una solución que tenga 20% en peso de Pb(NO3)2 (nitrato de
plomo), la densidad de la solución es de 1,20g/ml.
6) Se disuelven 125 g de sacarosa sólida (C12H22O11) en 450 ml de agua. Calcular
la molalidad de la solución y la fracción molar de cada componente.
34
7) Calcular la molaridad de la solución resultante cuando a cada una de las
siguientes soluciones acuosas se les añade agua hasta un volumen final de 2l a
25°C:
a) 125 ml de HCl 0,15 M.
b) 50 ml de HNO3 40 %p/v.
c) 300 ml de KOH 32% p/p con δ(25°C)= 1,31 g/ml.
8) Calcular la masa de Al2(SO4)3.18H2O necesario para preparar 100 ml de una
solución que contenga 40 mg de Al+3 por mililitro.
9) Se mezclan 50 ml de una solución de CoCl2 0,25 M con 250 ml de una solución
de NiCl2 0,35 M. ¿Cuál es la concentración molar de cada uno de los iones
presentes en la solución final si el volumen final es 300,12 ml?
10) ¿Cuál de las siguientes muestras contendrá el mayor número de iones Na+:
a) 500 ml de una solución 1,5 M de Na2CO3
b) 1l de una solución 0,75 M de NaCl?
11) Calcular el volumen a 25°C de una solución concentrada de H2SO4 98% p/p y densidad
a esta temperatura de δ= 1,85 g/ml necesario para preparar 200 ml de una solución
de H2SO4 0,5 M.
12) El consumo de marihuana puede ser detectado midiendo en la orina ciertos
componentes activos de la marihuana como los tetrahidrocanabitoles (THC).
Actualmente se emplea una técnica de detección que tiene una sensibilidad de
20 nanogramos de THC por mililitro de orina (20 ng/ml). Calcular la molaridad de
la solución en el límite de detección si el peso molecular del THC es 315 g/mol.
13) Un jarabe antialérgico contiene como droga activa difenhidramina. Se lo
comercializa con una concentración de 2,5 g/l. Para un adulto se recomienda no
superar un consumo diario de 100 mg de la difenhidramina. ¿Qué volumen
máximo de jarabe puede consumir diariamente un adulto?
14) En varios países, el límite de alcohol en sangre (alcoholemia) permitido para
manejar corresponde a una concentración de 1 mg/ml. El alcohol no se
metaboliza rápidamente, permaneciendo en sangre durante un lapso
prolongado. ¿Con qué volumen de tequila (40% v/v) un individuo de 70 k alcanza
el límite aceptado para conducir? Un individuo de 70 k tiene en promedio 5 litros
de sangre. La densidad del alcohol es de 0,79 g/ml a 25°C. (Suponer que todo
el alcohol contenido en la bebida pasa a la sangre).
15) La fracción molar de N2 en una mezcla de N2 y O2 es 0,620. Suponiendo
comportamiento ideal, ¿cuál es la densidad de esta mezcla a 0ºC y 1 atm?
16) Calcular cuántos gramos de CO2 se podrán disolver en una botella de cerveza de
330 ml a 1,10 atm y 25ºC. Indicar claramente las suposiciones realizadas.
35
13 Transformaciones Químicas.
Primera parte: Estequiometría
Conceptos importantes
•
Ley de conservación de la masa en reacciones químicas.
•
Representación de las reacciones químicas mediante ecuaciones.
•
Rendimiento de reacción, rendimiento teórico, rendimiento porcentual.
•
Reactivo limitante
Preguntas
1) a) Expresar mediante una ecuación química la siguiente observación: la molécula de N2O5 es inestable y a una
temperatura próxima a la temperatura ambiente se descompone lentamente dando NO2 y O2.
b) Identificar reactivos y productos de la reacción.
c) ¿Es de esperar que la descomposición del N2O5 diera compuestos y/o elementos que contienen nitrógeno y
oxígeno?
d) Balancear la ecuación aplicando el principio de conservación de la masa, ¿se pueden usar los mismos
coeficientes estequiométricos para expresar la relación entre moles de reactivos y moles de productos?
e) A partir de la información proporcionada, ¿se puede conocer cómo tiene lugar detalladamente la
descomposición del N2O5?
2) ¿Qué información sobre una dada reacción química no puede obtenerse de su ecuación química balanceada?
3) Indicar qué información extra se necesita para resolver el siguiente ejercicio: “Calcular el número de moles y la
masa de amoníaco necesaria para preparar 3,00 gramos de monóxido de nitrógeno”.
4) Para la reacción
4NH 3 (g ) + 5O 2 (g ) ⎯
⎯→ 4NO (g ) + 6H 2O (g )
se parte de una cantidad fija de amoníaco y se van incorporando al sistema reactivo cantidades cada vez mayores
de oxígeno (O2). Intepretar la siguiente representación asumiendo que los reactivos se transforman completamente
en productos y que las condiciones de temperatura y presión se mantienen invariantes.
g de NO
3
2
1
0
0
1
2
3
4
5
g de O 2
36
5) Para la reacción hipotética:
A(l ) + B(g ) ⎯
⎯→ C (g )
se verifica que se obtiene una cantidad de C menor que la esperada a partir de cálculos estequiométricos.
¿A qué se puede deber esta disminución en la cantidad esperada de producto?¿cómo podrían verificarse estas
posibles razones?
Problemas
1) Dada la siguiente reacción,
H2 (g) + O2 (g) → H2O (l)
a) Balancear la ecuación.
b) Completar el siguiente cuadro:
…..H2
Relación
2 moléculas
+
…….O2
→
Reaccionan con
Para formar
Reaccionan con 6,023 10 23
Para formar
…H2O
molecular:
Relación entre
número de
moléculas
partículas:
1 10 23
Reaccionan con
Para formar
Reaccionan con
Para formar
Reaccionan con 0,4 moles
Para formar
Reaccionan con
Para formar
Reaccionan con
Para formar
moléculas
Relación de
2 moles
número de
moles:
Relación de
4 gramos
masas:
2 gramos
c) Plantear 3 relaciones estequiométricas equivalentes para describir la formación de 2 moles de agua.
d) ¿Qué cantidad de agua se produciría como máximo por reacción de 2 moles de H2 y 0,5 moles de O2?
2) Dada la reacción:
Fe + H2O → Fe3O4 + H2
Calcular la mínima cantidad de agua necesaria para reaccionar con 175 gramos de hierro.
3) a) Determinar la masa y el número de moles de CaCO3 (s) que es necesario que reaccionen para producir 2,87 gramos
de CO2 de acuerdo con la reacción
calor
CaCO 3 (s) ⎯⎯ ⎯→ CaO (s) + CO 2 (g)
37
b) Cuando experimentalmente se realizó esta reacción se encontró que por cada 20 g de carbonato de calcio se
producen 6 g de dióxido de carbono. ¿Qué factores tendrían que analizarse para poder explicar estos
resultados?
4) ¿Cuántos moles de ácido sulfúrico es necesario que reaccionen para producir 4,80 moles de yodo molecular de
acuerdo con la siguiente ecuación balanceada y en presencia de cantidad suficiente de los otros reactivos?
10 HI + 2KMnO4 + 3H2SO4 → 5I2 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8 H2O
5) El monóxido de nitrógeno (NO) reacciona instantáneamente con el oxígeno gaseoso para producir dióxido de nitrógeno
(NO2).
a) Escribir la ecuación balanceada.
b) En un experimento 0,886 moles de NO se mezclan con 0,503 moles de O2. Calcular el número de moles de NO2 que
se podrían obtener como máximo
6) El H3PO4 se obtiene por reacción entre el P4O10 y el agua:
a) Escribir la ecuación balanceada.
b) ¿Cuántos moles de P4O10 reaccionan con 3,2 10 21 moléculas de agua?
c) ¿Cuántos gramos de P4O10 deben reaccionar para obtener 0,35 moles de ácido?
d) ¿Cuántos gramos de H3PO4 se obtendrían como máximo a partir de 6 gramos de P4O10 y 0,2 moles de agua?
7) Calcular cuántos gramos de BaSO4 se podrán obtener como máximo al mezclar 3,5 moles de H2SO4 y 2,5 moles de
BaCl2.
8) Se hacen reaccionar 2,0 kg de Al con 300g de Fe2O3 según:
Fe2O3 (s) + Al (s) → Fe (s) + Al2O3 (s)
a) Balancear la ecuación.
b) ¿Cuántos gramos de hierro se podrían obtener como máximo?
c) ¿Cuántos gramos quedan sin reaccionar del reactivo en exceso si se obtuviera la máxima cantidad de producto
posible?
9) Dada la reacción:
TiCl4 + Ti → TiCl3
Si se hacen reaccionar 3,513 g del TiCl4 con 0,425 g de Ti se obtienen 3,00 g de TiCl3. Calcular el rendimiento
porcentual de la reacción.
10) La nitroglicerina es un poderoso explosivo. Su descomposición se puede representar por:
4C3H5N3O9 → 6N2 + 12 CO2 + 10 H2O + O2
En esta reacción se genera una gran cantidad de calor.
a) ¿Cuál es la máxima cantidad de O2 en gramos que se puede obtener a partir 2,00 102 g de nitroglicerina?
b) Calcular el rendimiento teórico en O2 de la reacción.
c) Calcular el rendimiento porcentual de esta reacción si se encuentra que la cantidad de O2 generada es de 6,55 g.
38
11) A partir de una muestra de 75 g de aluminio se obtuvieron 5,0 g de H2 de acuerdo a la reacción:
Al + NaOH + H2O → NaAlO2 + H2
Calcular la riqueza del aluminio suponiendo que los demás reactivos están en exceso y que todo el aluminio reacciona.
12) El fósforo se obtiene de acuerdo a la siguiente reacción:
Ca3(PO4)2 + C + SiO2 → CaSiO3 + CO + P4
a) Calcular la máxima cantidad de P4 que se puede producir por reacción de 3kg de fosfato de calcio.
b) ¿Qué cantidad de fosfato de calcio habría que usar para obtener la misma cantidad de P4 que en el inciso anterior si
se sabe que la riqueza del fosfato de calcio empleado es de 75% y que todo el fosfato puro reacciona?
c) Si se sabe que el rendimiento de la reacción es de 70%, calcular la cantidad de fosfato de calcio de la misma calidad
que la del inciso anterior necesaria para producir la misma cantidad de P4 del primer inciso.
13) ¿Cuántos gramos de Al2(SO4)3 se producirían como máximo por reacción de 281,25 g de Al(OH)3 de 80% de riqueza
con 784 g de H2SO4 puro?
14) ¿Qué volumen de solución de ácido clorhídrico 0,500 M se requiere para que reaccionen completamente con 0,100
moles de Pb(NO3)2 (aq) y formar un precipitado de PbCl2(s)?
15) Calcular el volumen de solución de HCl 1,50 M necesario para reaccionar con 25 gramos de CaCO3 de acuerdo a la
siguiente ecuación balanceada:
CaCO 3 (s ) + 2HCl (aq ) ⎯
⎯→ CaCl 2 (aq ) + CO 2 (g ) + H 2O(l ) .
16) Calcular la masa de nitrato de amonio que será necesario que reaccione para obtener 100 ml de óxido de dinitrógeno,
N2O, a 1 atm y 298K en la reacción:
NH 4 NO 3 (s ) ⎯
⎯→ N 2O (g ) + 2H 2O (l ) .
17) Pequeñas cantidades de hidrógeno gaseoso pueden generarse en el laboratorio por la acción de una solución diluida
de ácido clorhídrico sobre cinc metálico. Cuando 0,40 g de cinc impuro reaccionaron con un exceso de ácido
clorhídrico, se obtuvieron 127 ml de hidrógeno a 17°C y 737,7 torr.
a) ¿Cuántos gramos de hidrógeno se obtuvieron? (asumir comportamiento ideal)
b) Suponiendo que el cinc puro reaccionó completamente, ¿cuál es el porcentaje de pureza del cinc?
18) ¿Cuántos mililitros de una solución acuosa 0,250 M de BaCl2 se necesitan para reaccionar con 32,5 mL de una
solución acuosa 0,160 M de Na2SO4?
19) Una muestra de 355 mL de una solución acuosa de HCl reaccionan con Mg en exceso para producir 4,20 litros de H2
medidos a 745 mmHg y 35°C. Suponiendo que todo el HCl contenido en la solución ha reaccionado, ¿cuál es la
molaridad de la solución de HCl?
20) 1 gramo de un compuesto que contiene carbono, hidrógeno y oxígeno se sometió a un análisis por combustión
obteniéndose 1,418 gramos de CO2 y 0,871 gramos de H2O. En otro experimento, 0,1103 gramos de este compuesto
39
se disolvieron en 45,00 gramos de H2O dando una solución con un punto de fusión normal de -0,0734°C. Si se sabe
que el compuesto es un no-electrolito, ¿Cuál es su fórmula molecular?
21) Un amigo le pide ayuda en la resolución de un problema basado en la siguiente ecuación balanceada:
2C 2H 2 (g ) + 5O2 (g ) ←⎯→ 4CO2 (g ) + 2H 2O(g )
Su amigo piensa que si 2 moles de C2H2 reaccionan con 4 moles de O2, el C2H2 será el reactivo limitante porque está en
menor cantidad que el O2.
a) ¿Qué error está cometiendo?
b) Después de explicarle, su amigo no le cree y le muestra otro ejercicio basado en la siguiente ecuación
balanceada:
C(s) + S(s) <---> CS(s)
En este caso se le pregunta por la máxima cantidad de producto que podría obtenerse por reacción de 2 moles de Ca
con 4 moles de S. En este caso su amigo afirma que el Calcio es el reactivo limitante porque, como en la otra reacción,
está presente en menor cantidad.
¿Cómo le explicaría que en este caso su razonamiento lo ha llevado a la respuesta correcta, pero de casualidad?
22) Una muestra de 417 mg de una roca que contiene carbonato de calcio se trata con exceso de ácido oxálico,
H2C2O4(aq), para dar oxalato de calcio:
CaCO3 (s ) + H 2C2O4 (ac ) ←⎯→ CaC 2O4(s ) + H 2O(l ) + CO2 (g )
En este experimento se obtuvieron 428 mg de oxalato de calcio. Suponiendo que la cantidad de producto obtenida depende
únicamente del contenido de carbonato de calcio de la roca, ¿cuál es su porcentaje en la muestra?
23) Una muestra pura de 3,41 gramos de un metal M, reaccionan completamente con 0,0158 moles de un gas puro de
fórmula X2, para formar 4,52 gramos del compuesto MX. ¿Cuáles son las identidades de M y de X?
24) 1,92 gramos de M+ puro reaccionan con 0,158 moles de X- para dar un compuesto iónico de fórmula mínina MX2 que
es 86,8% en X. Identificar a M y a X.
40
Segunda parte: Reacciones ácido base y rédox
Conceptos importantes
•
Ácidos y bases, según criterio de Arrhenius.
•
Reacciones de neutralización. Equivalente ácido base. Normalidad.
•
Número de oxidación.
•
Reacciones rédox. Agentes reductores y oxidantes. Equivalente rédox. Normalidad.
•
Electrolitos fuertes, débiles y no electrolitos
Preguntas
1) Plantear la ecuación que representa la disolución de cloruro de hidrógeno gaseoso en agua. Clasifica al cloruro de
hidrógeno como ácido o base según la definición de Arrhenius.
2) Tomando como ejemplo la reacción:
2Mg (s ) + O2 (g ) ⎯⎯→ 2MgO(s )
a)
¿Por qué se habla de oxidación del magnesio? ¿Cuál es el número de oxidación del Mg antes y después de la
reacción?
b)
Esta es una reacción de óxido reducción o rédox. ¿Cómo se sabe que es rédox?
c)
¿Cuál es el agente oxidante? ¿Qué reactivo se oxida?
d)
Determinar los criterios que tiene que tener en cuenta para balancear una ecuación de óxido reducción. ¿Se
cumple la ley de conservación de la masa?
3) Para la reacción rédox de ecuación molecular:
Zn(s ) + HCl (aq ) ⎯
⎯→ ZnCl 2 (aq ) + H 2 (g )
a)
Plantear la ecuación iónica total.
b)
Plantear la ecuación iónica neta.
c)
Balancear la ecuación aplicando el principio de conservación de la masa.
d)
Balancear la ecuación mediante el método de las hemi-reacciones, identifique agente reductor y oxidante.
4) Escribir y balancear cada una de las siguientes reacciones. Identificar el tipo de reacción.
a)
Formación de cloruro de potasio sólido y oxígeno gaseoso por calentamiento del clorato de potasio sólido.
b)
Formación de cloruro de magnesio por reacción del ácido clorhídrico con hidróxido de magnesio sólido.
5) Tomando en cuenta las reacciones presentadas en los problemas de estequiometría, identificar las reacciones rédox.
41
Problemas
1) Identificar cada una de las siguientes sustancias como ácidos o bases y calcular la masa de un equivalente:
a)
NH3(aq); b) HCl(aq); c) Ba(OH)2 (aq); d) H2SO4(aq).
2) Completar y escribir la reacción global, la ecuación iónica global y la ecuación iónica neta para cada una de las
siguientes reacciones de neutralización. Identificar al ácido y a la base.
a)
HCl (aq) + NaOH (aq) ⎯
⎯→
b)
NH 3 (aq) + HNO 3 (aq ) ⎯
⎯→
3) Indicar cuál de las siguientes reacciones es/son rédox:
a)
BrO3− (aq ) + 5Br − (aq ) + 6H + (aq ) ⎯⎯→ 3Br 2 (l ) + 3H 2O(l )
b)
CH 3 Br (aq ) + OH − (aq ) ⎯⎯→ CH 3OH (aq ) + Br − (aq )
c)
2F2 (g ) + 2H 2O(l ) ⎯⎯→ 4HF (aq ) + O2 (g )
d)
BaCl 2 (ac ) + Na2CO3 (ac ) ←⎯→ BaCO3 (s ) + 2NaCl (ac )
e)
Para cada una de las reacciones rédox determinar agente reductor, agente oxidante, la sustancia que se oxida, la
que se reduce y el cambio en el número de oxidación. Calcular el peso equivalente del agente oxidante.
4) Dada la reacción:
Cl 2 (g ) + NaBr (aq ) ⎯⎯→ Br 2 (l ) + NaCl (aq )
a)
Balancear la ecuación por el método de las hemirreacciones.
b)
Calcular el número de moles de Cl2(g) que desaparecerán por reacción de un mol de Br-.
c)
Determinar el peso equivalente del Cl2 y del bromuro y el número de equivalentes por mol para cada uno de los
reactivos.
Calcular el número de equivalentes de Cl2 que desaparecen por reacción de un equivalente de bromuro.
Determinar la masa de Br2 producida por reacción de 10 equivalentes de Cl2 en presencia de exceso de bromuro
de sodio.
d)
e)
5) ¿Cuántos gramos de KMnO4 se necesitan para preparar 250 ml de solución 0,5 N si el KMnO4 actúa como agente
oxidante reduciéndose a Mn+2?
6) ¿Cuántos mililitros de solución de KOH 5N se necesitan para neutralizar 50 ml de solución 2N de HCl?
7) Balancear las siguientes reacciones por el método de las hemirreacciones:
a) FeCl3 (ac) + Mg(s) ↔ Fe(s) + MgCl2(ac)
b) Co(s) + Cl2(g) ↔ CoCl2(s)
c) FeCl2(ac) + Cl2(g) ↔ FeCl3 (ac)
42
14 Termoquímica
Conceptos importantes
•
Estado de equilibrio de un sistema, procesos y funciones de estado.
•
Energía interna, calor y trabajo. Primer principio de la termodinámica.
•
Entalpía. Calorimetría. Transformaciones endotérmicas y exotérmicas.
•
Termoquímica de las transformaciones físicas
•
Termoquímica de las transformaciones químicas.
•
Ley de Hess: fundamento y utilidad.
•
Propiedades intensivas y extensivas.
Preguntas
1) Identificar los siguientes sistemas como abiertos, cerrados o aislados:
a) Café en un termo tapado. (Considere que los límites del sistema son las paredes del termo).
b) Mercurio en un termómetro (Considere que los límites del sistema son las paredes del bulbo del termómetro).
c) Café en una taza. (Considere que los límites del sistema son las paredes de la taza la superficie de líquido expuesta a
la atmósfera)
d) Gas en un cilindro con un pistón móvil y paredes aislantes. (Considere que los límites del sistema son las paredes del
cilindro y el pistón).
2) Indicar si las siguientes propiedades son intensivas o extensivas: masa, temperatura, volumen, presión, densidad.
3) Enunciar la primera ley de la termodinámica.
4) ¿Puede un sistema tener calor? ¿Y trabajo? ¿Y energía interna?
5) Un alpinista ha llegado a la cima de una montaña siguiendo el camino representado en la figura como “a”. Al mes siguiente volvió al mismo lugar en camioneta son 2 amigos siguiendo el camino “b”.
Comparar:
a) el valor de energía potencial del alpinista cuando hizo cumbre escalando y cuando llegó un mes después con
sus amigos. ¿La energía potencial del alpinista en la cumbre será la misma que la de sus amigos?
43
b) la altura respecto del nivel del mar del alpinista cuando hizo cumbre escalando y cuando llegó un mes después
con sus amigos.
c) los kilómetros recorridos en los caminos “a” y “b”.
6) Indicar cuál de los siguientes cambios es independiente proceso que lo produce:
a) Energía potencial de un libro en una mesa.
b) Trabajo realizado para llevar el libro desde el suelo hasta la mesa.
c) Energía interna de un gas al final de una expansión isobárica desde un estado inicial con un volumen de la mitad
del valor al final.
d) Calor entregado para expandir un gas isobáricamente hasta llegar al doble de su volumen inicial.
7) Un sistema realiza trabajo sobre su entorno durante un proceso adiabático. Indicar si su energía interna aumenta o disminuye.
8) ¿Qué relación existe entre el cambio de energía interna y el calor puesto en juego para un proceso que ocurre a volumen
constante? Asumir que no se producen trabajos independientes del cambio de volumen.
9) Definir entalpía. ¿Qué relación existe entre el cambio de entalpía y el calor puesto en juego para un proceso que ocurre a
presión constante? Asumir que no se producen trabajos independientes del cambio de volumen.
10) Considerar la siguiente reacción:
CH 4 (g ) + 2O 2 (g ) ⎯
⎯→ CO 2 (g ) + 2H 2O (g )
a) La reacción planteada es exotérmica. ¿Quién tiene mayor entalpía los reactivos o los productos?
b) Para la reacción tal como está escrita se encuentra que ΔH= -802 kJ/mol de metano gaseoso. ¿Cuál será el
cambio de entalpía cuando forman 2 moles de metano gaseoso de acuerdo a dicha reacción?
c) ¿Sería diferente el ΔH si los productos de reacción fueran CO2(g) y H2O (l)?
11) Definir cambio de entalpía estándar de reacción.
b) Comparar el cambio de entalpía asociado a la combustión del metano tal como fue planteada en la pregunta 9 con el
cambio de entalpía estándar para esta reacción ΔH°= -890 kJ/mol de metano gaseoso y discutir las diferencias.
12) Proponer ejemplos de:
a) Sistema abierto.
b) Sistema cerrado.
c) Sistema aislado.
d) Transformación endotérmica.
e) Transformación exotérmica.
Problemas
1) Para una reacción a presión constante ΔU= -65 kJ y el sistema realiza un trabajo de 28 kJ. ¿Cuál es el ΔH para este proceso?
2) Clasificar los siguientes procesos como exotérmicos o endotérmicos
f)
Formación del acetileno según:
44
2C (s ) + H 2 (g ) ⎯
⎯→C 2H 2 (g )
ΔH ° 298 = 227 kJ
g) Congelación del agua
H 2O (l ) ⎯
⎯→ H 2O (s )
ΔH ° 273 = - 6kJ
3) Determinar si la temperatura aumentará o disminuirá cuando las siguientes transformaciones se lleven a cabo en un calorímetro aislado a presión constante:
⎯→ 2N 2O (g )
a) 2N 2 ( g ) + O 2 (g ) ⎯
⎯→ NaCl (aq )
b) NaCl (s ) ⎯
ΔH = 163,2 kJ
ΔH = 3,9 kJ
c) Para la reacción anterior, comparar el cambio de temperatura que acompañará la disolución de 58,5 gramos de
cloruro de sodio respecto del cambio ocurrido cuando se disuelven 10 gramos, en iguales condiciones de P y T.
4) ¿Cómo se calcula el cambio de entalpía que acompaña al enfriamiento de 20,0 gramos de agua líquida desde 60°C a 25
°C a 1 atm de presión constante? ¿El proceso es endotérmico o exotérmico?
5) Si 20,0 gramos de cobre sólido se enfrían desde 60°C a 25 °C a 1 atm de presión constante, ¿se esperará el mismo
cambio de entalpía que para el caso del agua?
6) Experimentalmente se determinó que, a 1 atm de presión constante, se requieren 79kJ en forma de calor para vaporizar
una muestra de 35 gramos de agua líquida a 100°. Calcular el cambio de entalpía molar de vaporización del agua a
100°C y 1 atm.
7) El metanol está siendo investigado como un combustible alternativo a la nafta dada la menor contaminación que produce
su combustión.
a) Plantear la ecuación termoquímica para la combustión del metanol líquido a presión constante (considerar que se produce agua líquida)
b) Predecir y justificar el signo del cambio de entalpía en condiciones estándar y a 25°C para esta reacción.
8) Los cambios de entalpía estándar de combustión han sido tabulados para una gran cantidad de compuestos, y son datos
frecuentemente usados para obtener las entalpías de otras reacciones. A partir de la información presentada a continuación calcular el cambio de entalpía estándar para la síntesis de propano gaseoso a 25°C según:
3C(s ) + 4H 2 (g ) ⎯⎯→ C 3 H 8 (g )
Datos (25°C):
C3 H 8 (g ) + 5O2 (g ) ⎯⎯→ 3CO2 (g ) + 4H 2O(l ) ΔH ° 298 = - 2220 kJ
C(s) + O 2 (g ) ⎯⎯→ CO2 (g )
1
H 2 (g ) + O2 (g ) ⎯⎯→ H 2O(l )
2
ΔH ° 298 = -394 kJ
ΔH ° 298 = - 286 kJ
45
9) ¿Qué ecuación termoquímica habría que agregar a las que se presentan a continuación para calcular la entalpía estándar
de formación de N2O5 a 298K?
ΔH 0 = −114.1 kJ
2NO(g) + O2 → 2NO2(g)
4NO2(g) + O2(g) → 2N 2O5(g)
ΔH 0 = −110.2 kJ
10) Si los siguientes procesos ocurren a presión constante, ¿cuál o cuáles de ellos van acompañados de un cambio de entalpía negativo?
a) I2(g) → 2I (g)
b) Cl(g) + e- → Cl- (g)
c) K(g) → K+(g) + ed) NaCl(s) → Na+ (g) + Cl-(g)
11) ¿Que cantidad de calor se pone en juego, a presión constante y de 1 atm y a T constante y de 25°C, cuando se generan
9,07 105 gramos de amoníaco según la reacción de ecuación:
N 2 (g ) + 3H 2 (g ) ⎯⎯→ 2NH 3 (g )
ΔH 0 = −91,8kJ
298
12) Para la reacción de ecuación balanceada:
2S(s ) + 3O2 (g ) ⎯⎯→ 2SO3 (g )
ΔH 0 = −790kJ
298
a) A 25°C y 1 atm, ¿la reacción es endotérmica o exotérmica?
b) A 25°C y 1 atm, ¿cuántos Joules se pondrán en juego por reacción completa de 1,5 moles de S con 144,0 gramos de O2?
c) A 25°C y 1 atm, ¿cuántos Joules se pondrán en juego en la formación de 125,0 gramos de SO3?
d) ¿El cambio de energía interna que acompaña a esta reacción será el mismo que el cambio de entalpía?
13) Se dispone de tres barras de igual forma y masa: una barra de cobre, otra de hierro y una tercera de aluminio. Inicialmente las tres barras se encuentran a 25°C y presión atmosférica normal. A cada una de ellas se les entregan 225 Joules en
forma de calor a presión constante. ¿Qué barra tendrá la mayor temperatura final?
14) Un mol de N2 se encuentra encerrado en un recipiente de paredes móviles. En el estado inicial la temperatura es de 25°C
y la presión de 1,3 atm. Calcular el trabajo realizado por el gas cuando desde este estado inicial el gas se expande adiabáticamente al doble de su volumen inicial contra:
a) una presión externa de 1 atm
b) el vacío.
15) Se quiere estimar el calor de reacción para la combustión del octano en un calorímetro que trabaja a presión constante.
En el laboratorio se dispone de un termómetro que lee hasta los 110°C con graduación cada 1°C y el calorímetro puede
46
contener hasta 500 gramos de agua. ¿Qué cantidad de octano podría hacerse reaccionar para obtener una medida confiable?
16) La siguiente es una representación de una reacción química, ¿es esta reacción endotérmica o exotérmica?
17) Muchas de las reacciones químicas que se utilizan para producir calor son reacciones de combustión, es decir
la reacción química de una sustancia con el O2 (oxígeno). El calor de combustión de una sustancia puede expresarse como la cantidad de calor liberada cuando 1 gramo de esa sustancia reacciona con oxígeno. La siguiente tabla reúne esta información para distintos materiales (todas las medidas se realizaron en las mismas
condiciones de laboratorio):
100 gramos de la sustancia o mezcla contienen*
Calor liberado por la combustión de 1 gramo de material
Madera de
50 gramos
6 gramos de
pino *
de carbono, hidrógeno, H
44 gramos de 18,00 kJoules/gramo
oxígeno, O
C
Carbón *
100 gramos 0
0
31,00 kJoules/gramo
de carbono
Hidrógeno, H2
0
100
0
142,00 kJoules/gramo
75 gramos
25 gramos de 0
56,60 kJoules /gramo
(usado como
combustible
espacial)
Metano (CH4)
de carbono hidrógeno
* composición aproximada
a) ¿Qué material libera mayor cantidad de calor por gramo en las condiciones reportadas en la tabla?
b) Si para hacer un asado se usara el carbón informado en la tabla y en esas mismas condiciones, la combustión
de 5 kilogramos de carbón liberaría:
•
31,00 kJoules
•
15,50 kJoules
•
1,55 105 kJoules
•
6,2 10-3 kJoules
47
15 Cinética química
Conceptos importantes
•
Velocidad de reacción. Ley de velocidad y orden de reacción.
•
Reacciones elementales y complejas. Mecanismos.
•
Efecto de la temperatura en la velocidad de las reacciones.
•
Catalizadores.
Preguntas
1) Explicar las diferencias entre velocidad de reacción, ley de velocidad y constante de velocidad.
2) Explicar cómo se determina la velocidad media de una reacción y cómo determinar la velocidad instantánea.
3) ¿Qué es la velocidad inicial de una reacción? ¿Cuál es la ventaja de trabajar con ella? Cuando se habla de la ley de
velocidad de una reacción, ¿se habla de la ley de velocidad “inicial” de la reacción?, ¿la ley de velocidad es válida a
cualquier tiempo de iniciada la reacción?
4) ¿Qué es el orden global de una reacción? ¿Puede ser el orden de reacción un número fraccionario? ¿Y negativo?
5) ¿Qué relación existe entre los coeficientes estequeométricos de los reactivos y sus órdenes de reacción?
6) ¿Qué es un mecanismo de reacción? ¿Qué criterios debe cumplir un mecanismo de reacción para ser aceptable?
7) ¿Cuál es el efecto de un aumento de temperatura en la velocidad de una reacción elemental? ¿Y en la de una compleja?
8) ¿Qué es la energía de activación y cómo se determina experimentalmente?
9) ¿Qué es un catalizador? ¿Cómo afecta la velocidad de una reacción?
10) Se sabe que una reacción directa de ecuación balanceada A + B → P es elemental. Indicar qué ocurre con el número de
colisiones en las siguientes situaciones:
a) Aumento de la concentración de A.
b) Reducción a la mitad de la concentración de B.
c) Aumento de la temperatura.
11) Se cree que la disociación del N2O4 en NO2 ocurre en una sola etapa:
N2O4(g) ↔ 2NO2 (g)
Hallar una expresión del cociente de las constantes cinéticas de la reacción directa respecto de la inversa.
12) Las mezclas del gas de cocina y oxígeno son altamente explosivas. Sin embargo, estos gases pueden permanecer
mezclados durante mucho tiempo sin reaccionar, por ejemplo al olvidar abierta una llave de gas de la cocina. No hay
reacción hasta que, por ejemplo, alguien enciende la luz. ¿Cómo pueden explicarse estas observaciones?
48
Problemas
1) Para la descomposición del pentóxido de dinitrógeno de acuerdo con la reacción
2N 2O5 (g ) ⎯
⎯→ 4NO2 (g ) + O2 (g )
a) Graficar la concentración de N2O5 como una función del tiempo.
b) Estimar la velocidad de descomposición del N2O5 a 1,11 y 3,33 horas y compare los valores obtenidos.
Para ello utilizar los datos de la siguiente tabla.
Tiempo ( en horas)
[N2O5] (en milimoles /litro)
0
2,15
1,11
1,88
2,22
1,64
3,33
1,43
4,44
1,25
2) Escribir la ley de velocidad para cada una de las siguientes reacciones e indicar cuál es el orden global**.
a) La reacción X+2Y→ Z es de segundo orden en X y de orden ½ en Y.
b) La reacción 2 A+ B →C es de primer orden en A, primer orden en B y de orden -3/2 en C.
**Nota: se asume que no existen otras especies químicas de la reacción de las que dependa la velocidad de la reacción.
3) El etano se descompone a 700°C con cinética de primer orden.
a) Una muestra de etano de 100 mg se coloca en un recipiente de 200 ml y se calienta hasta 700°C, ¿Cuál será la
velocidad inicial de descomposición del etano en esas condiciones? (k= 5,5 10-4 seg-1 a 700°C)
b) ¿Cuánto tiempo tarda en consumirse la mitad del etano agregado inicialmente? (Este es el tiempo de vida media del
etano)
c) ¿Se obtendría el mismo valor de velocidad inicial si se parte de 200 mg de etano, en el mismo recipiente? ¿Y la misma
vida media?
d) ¿Se obtendría el mismo valor de velocidad inicial si la reacción transcurre a 750°C? ¿Y la misma vida media?
4) Considerar la reacción:
2NO (g ) + 2H 2 (g ) ⎯
⎯→ N 2 (g ) + 2H 2O (g ) .
La ley de velocidad para esta reacción es de primer orden con respecto a H2 y de segundo orden respecto del NO.
a) Escribir la ley de velocidad.
b) Si la constante de velocidad para esta reacción a 1000K es de 6,0 10-4 M-2 s-1, ¿cuál es la velocidad de reacción cuando
[NO]= 0,050 M y [[H2]= 0,100 M?
49
5)
La reacción de ecuación balanceada 2A (g) → A2(g) es de segundo orden con respecto a A. La reacción tiene lugar
alternativamente en los siguientes recipientes:
a) Considerando que la reacción directa es elemental, plantear su ley de velocidad.
b) ¿En cuál de los dos recipientes la reacción directa ocurrirá a mayor velocidad?
c) Para un mismo período de tiempo, ¿cuál de los dos recipientes contendrá el menor número de átomos de A?
6)
La siguiente representación muestra la concentración del compuesto Y en función del tiempo de iniciada una reacción
que tiene a Y como producto:
[Y]
Tiempo (en segundos)
a) ¿En qué intervalo de tiempo la velocidad de aparición de Y es máxima? ¿Qué relación tendrá esta velocidad con la de
desaparición de los reactivos?
b) ¿En qué intervalo de tiempo la velocidad de aparición de Y es constante? ¿Qué relación tendrá esta velocidad con la de
desaparición de los reactivos?
7)
En la reacción elemental 2N2O5 (g) → 4NO2(g) +O2(g), la energía de activación, Ea, y el cambio de energía interna de la
reacción ΔE son 100 kJ/mol y –98,1 kJ/mol respectivamente.
a) Representar un esquema del perfil de energía para esta reacción.
b) ¿Cuál es la energía de activación para la reacción inversa?
50
8)
Se ha propuesto el mecanismo siguiente para la reacción del NO con H2 para formar N2O y H2O:
NO (g ) + NO (g ) ⎯
⎯→ N 2O2 (g )
N 2O2 (g ) + H 2 (g ) ⎯
⎯→ N 2O (g ) + H 2O (g )
a) Demostrar que al sumar las etapas elementales se obtiene la ecuación balanceada de la reacción.
b) Escribir una ecuación de velocidad para cada etapa elemental en el mecanismo.
c) Identificar el intermediario.
9)
La reacción del agua con CH3Cl se representa mediante la siguiente ecuación balanceada:
CH3Cl + H2O ↔ CH3OH + HCl
La velocidad de la reacción directa se duplica al duplicar la concentración de CH3Cl y se cuatriplica al duplicar la
concentración de agua. Si la velocidad directa depende únicamente de las concentraciones de estos reactivos,
a) ¿cuál es el orden global de la reacción directa?
b) ¿qué unidades tendrá kdir?
c) Calcular kdir si el CH3OH se forma a una velocidad de 1,50 M/s cuando [CH3Cl]=[H2O]= 0,40 M.
10)
El dióxido de nitrógeno reacciona con monóxido de carbono según:
NO2(g) + CO(g) → NO(g) + CO2(g)
∆H0298= -225,81 kJoules
Se supone que a 25°C la reacción directa es de segundo orden en NO2 y orden cero en CO. La constante de velocidad es
de 0,515 litros mol-1 seg-1. ¿Qué cantidad de calor a presión constante por segundo y a 25°C se liberará a esta temperatura
por reacción de una mezcla que es 0,025M en NO2 y 0,025M en CO?
51
16 Equilibrio químico
Conceptos importantes
•
Constantes de equilibrio: Kc, Kp y K.
•
Relación entre equilibrio y cinética.
•
Equilibrios heterogéneos.
•
Influencia del agregado o remoción de reactivos o productos sobre un sistema en equilibrio.
•
Efecto de la temperatura.
Preguntas
1) ¿Cuáles son los motivos por los que una reacción puede detenerse sin que los reactivos se hayan consumido
totalmente?
2) Explicar por qué son incorrectas las siguientes afirmaciones:
a) Una vez alcanzado el equilibrio, la reacción se detiene.
b) Si se logra aumentar la velocidad de una reacción, entonces habrá una mayor cantidad de producto de reacción en
el equilibrio.
c) La reacción inversa no empieza hasta que todos los reactivos se hayan transformado en productos.
3) Escribir la expresión de la constante de equilibrio definida en término de concentraciones molares (Kc) para la reacción:
2A↔C+D
¿Cómo se verá afectada Kc si se multiplican los coeficientes estequiométricos por 2?
¿Qué relación existe entre Kc y las velocidades de la reacción directa e inversa, si estas son reacciones elementales?
4) Una muestra de 0,1 mol de ozono puro se coloca en un recipiente de 1 litro (volumen constante) y ocurre la siguiente
reacción hasta llegar al equilibrio:
2O3 (g ) ←
⎯→ 3O2 (g )
Otra muestra de 0,5 moles de ozono puro se coloca en un segundo recipiente de 1 litro (volumen constante) a la misma
temperatura que la anterior y el sistema evoluciona hasta la posición de equilibrio.
Sin hacer ningún cálculo determina cuáles de los siguientes valores serán iguales en ambos casos:
a) Masa de O2.
b) Concentración de O2.
c) [O2]/[O3]
d) [O2]3/[O3]2
e) El tiempo transcurrido hasta que el sistema alcance el equilibrio.
52
5) ¿A qué se llama equilibrio heterogéneo? ¿Cómo depende en estos casos la constante de equilibrio de la concentración
de los líquidos o sólidos puros?
6) Para la reacción
CaCO3 (s ) ←
⎯→ CaO (s ) + CO2 (g )
escribe la expresión de Kc y Kp
7) Enunciar el principio de Le Chatelier.
Problemas
1) Los siguientes datos fueron obtenidos a 460°C y corresponden a concentraciones molares en el equilibrio para la
reacción:
H 2 (g ) + I 2 (g ) ←
⎯→ 2HI (g )
[H2]
[I2]
[HI]
6,47 10-3 0,594 10-3 0,0137
3,84 10-3 1,52 10-3
0.0169
1,43 10-3 1,43 10-3
0,0100
Calcular Kc y Kp
2) Una mezcla gaseosa está en equilibrio a 25°C, con una concentración de CO 0,30 M, de H2 0,10 M, de H2O 0,020 M y
desconocida para el CH4. La ecuación balanceada para esta reacción es:
CO(g) + 3H2(g) ↔ CH4(g) + H2O(g) KC,298=3,92
¿Cuál es la concentración de CH4 en el equilibrio?
3) Cuando un mol de NO2 a 25°C se coloca en un recipiente de 1l, se transforma en N2O4 y la reacción alcanza el
equilibrio cuando el 95 % de las moléculas de NO2 iniciales se han transformado en N2O4.
a) ¿Qué especies químicas están presentes en el equilibrio?
b) ¿En qué cantidad?
c) Calcule Kc y Kp.
4) Sea el siguiente sistema de reacción:
CO(g) + H2O(g) ↔CO2(g) + H2(g)
Si se parte de 1 mol de CO y 1 mol de agua gaseosa a 1000°C en un recipiente de 50,00 litros, ¿cuántos moles de cada
sustancia estarán presentes en el equilibrio si Kc a esta temperatura vale 0,58?
5) Si se colocan 0,150 moles de PCl5 (g) en un recipiente cerrado de 500 ml a 250°C, éste se descompone según:
PCl 5 (g ) ←
⎯→ PCl 3 (g ) + Cl 2 (g ) .
53
Si se deja que el sistema alcance el equilibrio y Kc= 1,80 a esta temperatura, calcular la concentración de todas las
especies en el equilibrio a 250°C.
6) Una manera de aumentar el rendimiento de una reacción es removiendo producto. En el laboratorio se lleva a cabo la
reacción de metanación a temperatura constante y de 1200K y en un recipiente de 10 litros:
CO(g) + 3 H2(g) ↔CH4(g) + H2O(g)
Se deja que el sistema alcance el equilibrio y se miden las concentraciones de todas las especies presentes.
Seguidamente se retira todo el H2O presente en la mezcla en equilibrio.
a) Completar la siguiente tabla:
Situación del sistema
Moles de CO
Moles de H2
Moles de CH4
Moles de H2O
Equilibrio
0,613
1,839
0,387
0,387
Se retira H2O de la
0,613
1,839
0,387
0,00
mezcla en equilibrio
Reestablecimiento
del equilibrio
b) Sabiendo que inicialmente no había productos en la mezcla de reacción, ¿la concentración inicial de CO fue igual
que la de H2?
7) Considerar la reacción
4NH 3 (g ) + 3O 2 (g ) ←
⎯→ 2N 2 (g ) + 6H 2O (g )
Si se parte del sistema en equilibrio prediga el efecto sobre las concentraciones de
a) agregar N2(g) a temperatura constante
b) sacar H2O(g) a temperatura constante.
8) Para la reacción N2(g) + 3H2(g)↔2NH3(g) a 500K, Kc=0,061. En una cierta mezcla de reacción se determinaron las
siguientes concentraciones N2 = 3,00 mol/l, H2 = 2,00 mol/l y NH3 = 0,50 mol/litro. ¿Está el sistema en equilibrio? Si no
está en equilibrio, ¿cómo va a evolucionar?
9) Se colocan 3,00 moles de N2O3 en un recipiente cerrado donde se descompone a 25°C y 1 atm según:
N2O3(g) ↔NO2(g) + NO(g)
¿Cuál es la composición de la mezcla de reacción en el equilibrio si se sabe que contiene 0,90 moles de NO2?
10) La disociación endotérmica de una molécula diatómica XY (g)↔X(g)+Y(g) ocurre a 500 K. La representación 1 muestra
la situación del sistema en equilibrio antes de introducir un cambio y la representación 2 muestra la nueva situación de
equilibrio después de haber introducido un cambio. ¿Cuál de los siguientes cambios llevará al sistema del estado de
equilibrio 1 al estado de equilibrio 2?
54
a. Aumento de temperatura.
1
2
b. Agregado de X al sistema previamente en equilibrio.
c.
Agregado de un catalizador.
11) Para cada una de las siguientes ecuaciones decidir cuál/les reacción/es tendrán concentraciones de productos en el
equilibrio que dependan de la presión ejercida sobre el sistema reactivo.
a) CO(g) + Cl2(g)↔COCl2(g)
b) 2H2S(g)↔2H2(g) + S2(g)
c) C(graffito) + S2(g) ↔CS2(g)
12) La Kc de la reacción de metanación muestra los siguientes valores en función de la temperatura:
Temperatura (en K)
Kc
800
1,38 105
1000
2,54 105
1200
3,92
Partiendo de las mismas concentraciones iniciales, ¿a qué temperatura la reacción alcanzará el mayor rendimiento de
metano en el equilibrio?
13) Bajo ciertas condiciones, nitrógeno y oxígeno reaccionan para dar N2O (monóxido de dinitrógeno) según:
2N 2 (g ) + O 2 (g ) ←
⎯→ 2N 2O (g ) .
a) Calcular las concentraciones de todas las especies si una mezcla de 0,482 moles de N2 y 0,933 moles de O2 se
colocan en un recipiente de reacción de 10 l y se deja a la mezcla alcanzar el equilibrio. Dato: Kc es 2,0 10-37.
Nota: Cuando uno realiza el cálculo anterior el planteo de la situación de equilibrio lleva a que:
Kc =
[N 2O ] 2
(2 x ) 2
=
[N 2 ] 2 [O 2 ] (0,0482 − 2x ) 2 (0,0933 − x )
Resolver esta ecuación requiere resolver una ecuación cúbica (x3). Sin embargo, como el valor de Kc es muy pequeño
comparado con 0,0482 y 0,0933, se pueden despreciar los términos en x en el denominador.
b) Plantear la expresión para Kc teniendo en cuenta estas aproximaciones y calcular las concentraciones de las
especies en el equilibrio.
c) Verificar si la aproximación fue válida recalculando Kc a partir de los valores obtenidos.
55
14) La siguiente tabla contiene los valores de la constante de equilibrio Kc correspondiente a la reacción de ionización ácida
para dos ácidos monopróticos distintos. La ecuación que representa la disociación ácida puede escribirse como:
AH (ac) + H2O (l) ↔A-(ac) + H3O+(ac)
Nombre del ácido
Fórmula
Kc(Ka) a 25°C
Ácido acético
CH3C(O)OH
1,8 10-5
Ácido láctico
CH3CH(OH)C(O)OH
1,4 10-4
a) Plantear la expresión de Kc para ambas reacciones.
b) Si se parte de las mismas condiciones iniciales y a una misma concentración inicial de ácido, ¿cuál de los dos
ácidos generará la mayor acidez en el equilibrio?
15) Calcular e l Kps del cloruro de plomo (II) si su solubilidad es 1,62 x 10-2 M
16) El cloruro de antimonio (V) se disocia por calentamiento en cloruro de antimonio (III) y cloro:
SbCl5(g) ↔SbCl3(g) + Cl2(g)
Un recipiente cerrado de 3,50 litros y a 248°C contiene inicialmente 0,0125 moles de SbCl5. Suponiendo que todos los
gases involucrados en la reacción se comportan idealmente, ¿cuál es la presión total de la mezcla de reacción en equilibrio?
Se sabe que Kc,521=2,5 10-2
56